Théorie de la dissociation des électrolytes. Théorie de la dissociation électrolytique

La théorie d'Arrhenius comprenait les principales dispositions suivantes :

Lors de la dissolution, les molécules d'acides inorganiques et organiques, d'hydroxydes et de sels se désintègrent (se dissocient) en ions :

HCl H + + Cl –

NaOH Na + + OH –

K2SO4 2K + + SO 4 2–

Les ions sont des particules chargées constituées d’atomes individuels, ou d’un groupe d’atomes, ou d’un groupe d’atomes. On supposait que les ions en solution se comportaient comme des molécules d'un gaz parfait, c'est-à-dire Je n'interagis pas les uns avec les autres.

Les raisons physiques qui conduisent à la dissociation n'ont pas été prises en compte dans la théorie d'Arrhenius. La question de savoir pourquoi les particules chargées, qui devraient être soumises aux lois de l'électrostatique, n'interagissent pas entre elles en solution, n'a pas non plus été abordée.

La dissociation des molécules en ions est incomplète, c'est-à-dire toutes les molécules d'électrolyte, mais seulement une certaine fraction d'entre elles α, appelée degré de dissociation, ne se désintègrent pas en ions. Le degré de dissociation associé au coefficient de Van't Hoff par la relation :

α = (1.1)

où n est le nombre d’ions en lesquels une molécule d’électrolyte se décompose.

Tous les changements qualitatifs observés dans les solutions électrolytiques à concentration croissante ou décroissante sont associés par la théorie de la dissociation électrolytique à un changement du degré de dissociation.

Le degré de dissociation électrolytique est considéré par cette théorie comme l'une des principales caractéristiques quantitatives d'une solution électrolytique.

Il existe un équilibre entre les ions et les molécules dans une solution. La loi de l'action de masse est appliquée au processus de dissociation électrolytique et la deuxième caractéristique quantitative d'un électrolyte est la constante de dissociation.

Sa relation avec le degré de dissociation peut être envisagée à l'aide de l'exemple d'un électrolyte binaire MA, qui se dissocie selon l'équation :

MA M + + A –

et puisque C MA = C - C α " = C (1-α),

UN,
, alors la constante de dissociation électrolytique K selon la théorie d'Arrhenius doit être remplacée par l'expression suivante :

Kd =
(1.2)

Cette équation a été dérivée par W. Ostwald et exprime l'essence de sa loi de dilution, puisque l'inverse de la concentration molaire υ = 1/C est appelée dilution.

Selon la théorie d'Arrhenius, la constante Kd pour un électrolyte donné est constante et, contrairement au degré de dissociation, ne doit pas dépendre de la concentration et est déterminée principalement par la nature de l'électrolyte. Par conséquent, en utilisant l'équation (1.2), il est possible de calculer le degré de dissociation de l'électrolyte en fonction de la concentration de l'électrolyte.

En résolvant l’équation quadratique et en tenant compte du fait que α>0, on obtient :

α =
(1.3)

Et comme suit de l'équation (1.3), comme C → 0 ou K → ∞, α → 1 c'est-à-dire l'électrolyte devient complètement dissocié.

En revanche, à faibles constantes de dissociation et à concentrations d'électrolyte pas très faibles, lorsque K 2<< 4КС

α ≈ (1.4)

Les relations (1.2) et (1.4) ne sont applicables que pour les électrolytes binaires.

4.1.3 Équilibre ionique dans les solutions électrolytiques

La théorie d'Arrhenius a permis d'expliquer de nombreuses caractéristiques chimiques des solutions électrolytiques.

Sur cette base, la première définition scientifique a été donnée par les concepts d'« acide » et de « base », selon lesquels un acide (HA) est un composé contenant de l'hydrogène, lors de la dissociation duquel se forment des ions hydrogène, et une base est un composé (MON), lors de la dissociation duquel se forment des ions hydroxyle

HA N+ + A –

Ministère de la Santé M + + OH –

Cela a permis d'envisager la réaction de neutralisation comme un processus d'interaction entre les ions hydrogène d'un acide et l'ion hydroxyde d'une base avec formation d'eau, et dans des solutions diluées d'acides forts et de bases fortes, pour lesquels leur dissociation complète a été établie, être caractérisée par un effet thermique constant, quelle que soit la nature des acides et des bases.

Pour les processus de dissociation de l'acide NA et de la base MOH, la loi d'Oswald peut s'écrire sous la forme (1.2), où K d désigne la constante de concentration de l'acide (K A) ou de la base (K B)

KA =
(1.5)

KV =
(1.6)

Leur valeur est déterminée par les concentrations d'équilibre. Étant donné que les constantes ont généralement des valeurs numériques assez grandes, il est pratique de les écrire sur une échelle logarithmique :

pK A = - log K A

рК В = - log K В (1,7)

Le concept de constante d'équilibre peut être directement appliqué aux solvants dont les molécules sont capables de se décomposer en ions. Par exemple, la constante d'équilibre de concentration de la réaction de dissociation de l'eau : H 2 O N + + OH -

KD =
(1.8)

Mais comme une très petite partie des molécules d'eau se décompose en ions, on peut supposer que la concentration de l'eau est presque constante, on obtient alors :

= (1.9)

Où, constant
, qui dépend de la température, est appelé produit ionique de l’eau. À 20 - 25 0 C

R.
= - journal
≈ 14

Par conséquent, à cette température, les concentrations d'ions hydrogène et d'ions hydroxyde dans l'eau pure, ainsi que dans toute solution électrolytique aqueuse ayant une réaction neutre, sont égales à 10 -7 mol/l. La concentration en ions hydrogène est également généralement exprimée sur une échelle logarithmique, désignant le logarithme de la concentration en ions hydrogène, pris avec un signe moins, par le symbole pH.

pH = - log

La présence, bien que très faible, de concentrations d'ions formés lors de la dissociation du solvant conduit à leur interaction avec les ions de substances dissoutes dans une solution donnée et à l'émergence de nouveaux équilibres ioniques. Ce phénomène est généralement appelé solvolyse, et si le solvant est de l’eau, alors hydrolyse.

Pour un sel d'un acide faible et d'une base forte, la réaction d'hydrolyse se déroule selon l'équation A - +H 2 O HA + OH - et se caractérise par la constante d'hydrolyse.

KG =
(1.10)

Parce que le
= const. En utilisant les équations (1.5.) et (1.9) nous pouvons écrire

KG = (à-vous) (1.11)

L'équation (1.11) montre que plus l'acide est faible, plus la constante d'hydrolyse est élevée. Un rapport similaire peut être obtenu pour l'hydrolyse d'un sel d'un acide fort et d'une base faible. L'équation d'hydrolyse a la forme

M + + H 2 O LUN + OH +

et la constante d'hydrolyse

KG =
(de base) (1.12)

En raison de la dépendance
À mesure que la température augmente, les constantes d'hydrolyse augmentent sensiblement.

Il faut également noter que dans le premier cas la solution aura une réaction alcaline (pH > 7), et dans le second cas la solution aura une réaction acide (pH > 7).< 7).

De ce qui précède, il ressort clairement que si un sel d'un acide fort et d'une base forte est dissous dans l'eau, la réaction neutre du milieu devrait persister.

Les solutions contenant des acides faibles et des sels formés par ces acides et des bases fortes, ou contenant des bases faibles et des sels formés par ces bases et des acides forts, ont la propriété remarquable de résister aux changements de pH lorsqu'on leur ajoute des acides ou des bases. Cette propriété est appelée propriété tampon des solutions, et les solutions le possédant – solutions tampons.

Considérons une solution aqueuse contenant de l'acide acétique et de l'acétate de sodium. Ajoutez une base forte, telle que l'hydroxyde de sodium, à cette solution. Une réaction de neutralisation de NaOH avec un acide faible se produira.

CH 3 COOH + Na + + OH – = CH 3 COO – + Na + +H 2 O

De ce fait, l'acidité de la solution restera pratiquement inchangée ou changera plusieurs fois moins que si nous ajoutions du NaOH à une solution d'acétate de sodium.

Si un acide fort, par exemple HCl, est ajouté à la solution tampon, une réaction se produira avec l'acétate de sodium.

CH 3 COOH – + Na + + H + + Сl – = CH 3 COOH + Na + +Сl –

avec formation de molécules d'acide acétique non dissociées, c'est-à-dire avec l'absorption des ions hydrogène.

La modification de la concentration en ions hydrogène dans la solution tampon suite à l'ajout d'un réactif acide ou alcalin peut être calculée comme suit.

Notez la constante d'équilibre de l'acide acétique

K k =
(1.13)

Dans cette équation, la concentration de molécules non dissociées d'acide acétique à très faible dissociation est pratiquement égale à la concentration analytique de l'acide (Sk), et la concentration en ions acétate est égale à la concentration analytique d'acétate de sodium complètement dissocié (Sc). Alors

=
(1.14)

Vous êtes-vous déjà demandé pourquoi certaines solutions conduisent l’électricité et d’autres non ? Par exemple, tout le monde sait qu’il vaut mieux ne pas prendre de bain en se séchant les cheveux. Après tout, l'eau est un bon conducteur de courant électrique, et si un sèche-cheveux en état de marche tombe dans l'eau, cela ne peut être évité. En fait, l’eau n’est pas un très bon conducteur de courant. Il existe des solutions qui conduisent bien mieux l’électricité. Ces substances sont appelées électrolytes. Ceux-ci comprennent les acides, les alcalis et les sels solubles dans l'eau.

Électrolytes : qui sont-ils ?

La question se pose : pourquoi les solutions de certaines substances transmettent-elles de l'électricité, tandis que d'autres ne le font pas ? Il s'agit de particules chargées - cations et anions. Lorsqu'ils sont dissous dans l'eau, les électrolytes se décomposent en ions qui, lorsqu'ils sont exposés au courant électrique, se déplacent dans une direction donnée. Les cations chargés positivement se déplacent vers le pôle négatif, la cathode, et les anions chargés négativement, vers le pôle positif, l'anode. Le processus de décomposition d'une substance en ions lorsqu'elle est fondue ou dissoute dans l'eau est fièrement appelé dissociation électrolytique.

Ce terme a été inventé par le scientifique suédois S. Arrhenius lorsqu'il étudiait les propriétés des solutions permettant de transmettre l'électricité. Pour ce faire, il a court-circuité une substance à travers une solution et a surveillé si l'ampoule s'allumait ou non. Si une ampoule à incandescence s'allume, cela signifie que la solution conduit l'électricité, ce qui permet de conclure que cette substance est un électrolyte. Si l’ampoule reste éteinte, alors la solution ne conduit pas l’électricité, cette substance n’est donc pas un électrolyte. Les non-électrolytes comprennent les solutions de sucre, d'alcool et de glucose. Mais les solutions de sel de table et d'acide sulfurique conduisent bien l'électricité, c'est pourquoi une dissociation électrolytique s'y produit.

Comment se produit la dissociation ?

Par la suite, la théorie de la dissociation électrolytique a été développée et complétée par les scientifiques russes I.A. Kablukov et V.A. Kistyakovsky, appliquant à sa justification la théorie chimique des solutions de D.I. Mendeleïev.

Ces scientifiques ont découvert que la dissociation électrolytique des acides, des alcalis et des sels résulte de l'hydratation de l'électrolyte, c'est-à-dire de son interaction avec les molécules d'eau. Les ions, cations et anions formés à la suite de ce processus seront hydratés, c'est-à-dire associés aux molécules d'eau qui les entourent dans un anneau dense. Leurs propriétés diffèrent considérablement de celles des ions non hydratés.

Ainsi, dans une solution de nitrate de strontium Sr(NO3)2, ainsi que dans des solutions d'hydroxyde de césium CsOH, une dissociation électrolytique se produit. Des exemples de ce processus peuvent être exprimés comme suit :

Sr(NO3)2 = Sr2+ + 2NO3 -,

ceux. lors de la dissociation d'une molécule de nitrate de strontium, un cation strontium et 2 anions nitrate se forment ;

CsOH = Cs+ + OH-,

ceux. la dissociation d'une molécule d'hydroxyde de césium produit un cation césium et un anion hydroxyde.

La dissociation électrolytique des acides se produit de la même manière. Pour l'acide iodhydrique, ce processus peut être exprimé par l'équation suivante :

ceux. la dissociation d'une molécule d'acide iodhydrique produit un cation hydrogène et un anion iode.

Mécanisme de dissociation.

La dissociation électrolytique des substances électrolytiques se déroule en plusieurs étapes. Pour les substances avec une liaison de type ionique, telles que NaCl, NaOH, ce processus comprend trois processus séquentiels :

Premièrement, les molécules d'eau, qui ont 2 pôles opposés (positif et négatif) et représentent un dipôle, sont orientées vers les ions du cristal. Ils sont attachés avec le pôle positif à l'ion négatif du cristal, et vice versa, avec le pôle négatif - à l'ion positif du cristal ;

puis les ions cristallins sont hydratés par des dipôles d'eau,

et seulement après cela, les ions hydratés semblent diverger dans des directions différentes et commencent à se déplacer de manière aléatoire dans la solution ou à fondre jusqu'à ce qu'ils soient affectés par un champ électrique.

Pour des substances telles que HCl et d'autres acides, le processus de dissociation est similaire, sauf qu'au stade initial, une transition d'une liaison covalente à une liaison ionique se produit en raison de l'action des dipôles d'eau. Ce sont les points principaux de la théorie de la dissociation des substances.

La théorie des électrolytes remonte à la première moitié du XIXe siècle, lorsque M. Faraday mena ses célèbres expériences avec des solutions de sel de table. Il a établi que eau absolument pure Il conduit très mal l’électricité, mais si on y ajoute quelques cristaux de sel, la conductivité augmente immédiatement. Même alors, l'hypothèse était née que le sel se désintégrait dans l'eau en certaines particules capables de conduire le courant électrique. théorie complète, qui décrit tous ces processus en solutions, est apparu bien plus tard.

Théorie de la dissociation électrolytique

La théorie, dont le fondateur fut Svante Arrhenius dans la période 1883-1887, repose sur l'idée que lorsque les molécules d'une substance soluble (électrolyte) pénètrent dans un liquide polaire ou non polaire, elles dissociation en ions. Les électrolytes sont des composés qui se désintègrent spontanément en solution en ions capables d'exister indépendamment. Le nombre d'ions formés, leur structure et l'ampleur de la charge dépendent uniquement de la nature de la molécule dissociée.

Pour utiliser la théorie pour décrire les propriétés de dissolution, un certain nombre d'hypothèses sont utilisées, à savoir : on suppose que la dissociation est incomplète, que les ions (leurs couches électroniques) ne réagissent pas entre eux et que leur comportement peut être décrit par la loi de l’action de masse dans des conditions idéales. Si l'on considère système théorique, où l'électrolyte CA est en équilibre de phase avec les produits de sa dissociation - le cation K+ et l'anion A-, alors, selon la loi de l'action de masse, il est possible de construire une équation pour la réaction de dissociation :

KA = K+ + A- (1)

La constante d'équilibre, écrite en termes de concentrations de substances dans des conditions isothermes, aura la valeur suivante :

Kd = x / (2)

Dans ce cas (dans l'équation 2), la constante d'équilibre Kd ne sera rien de plus que la constante de dissociation, les valeurs, , à droite sont les concentrations d'équilibre de l'électrolyte et de ses produits de dissociation.

Compte tenu des hypothèses de la théorie d'Arrhenius, qui ont été appliquées par l'auteur, notamment sur l'incomplétude de la dissociation, le concept de degré de dissociation - α est introduit. Ainsi, si nous exprimons la concentration de la solution C (mol/l), alors par litre de solution il y a αC mole d'électrolyte (CA), et sa concentration à l'équilibre peut être exprimée en (1-α)C mol/l. D’après l’équation de réaction (1), il est évident que par mole αC d’électrolyte (CA), la même quantité d’ions K+ et A- est formée. Si l'on substitue toutes ces quantités dans l'équation (2) et effectuons un certain nombre de simplifications, on obtient la formule constantes de dissociation(formule du degré de dissociation) :

Kd = ∝ 2 x C /1-∝ (3)

Cette équation nous permet de quantifier le degré de dissociation électrolytique dans différentes solutions.

La théorie d'Arrhenius a donné lieu à de nombreuses orientations scientifiques en chimie : avec son aide, les premières théories des acides et des bases ont été créées, des explications ont été données sur les processus physico-chimiques dans des systèmes homogènes. Cependant, cela n’est pas sans défauts, qui tiennent principalement au fait que la théorie ne prend pas en compte les interactions interioniques.

Classification des électrolytes avec exemples

Les électrolytes sont classés en faibles et forts, distinguant périodiquement un groupe d'électrolytes de force moyenne. Les électrolytes forts se caractérisent par le fait qu'ils se désintègrent en solution pleinement. En règle générale, il s'agit d'acides minéraux forts, par exemple :

• Acide nitrique - HNO3.
• Acide chlorhydrique - HCl.
• Acide perchlorique - HClO4.
• Acide phosphorique - H3PO4.

Les électrolytes forts peuvent être des bases, par exemple :

• Hydroxyde de potassium - KOH.

La majeure partie des électrolytes forts est constituée de la grande majorité des sels (NaCl, Na2SO4, Ca (NO3)2, CH3COONa, chlorures, sulfures).

Les électrolytes faibles, au contraire, sont partiellement hydratés dans les solutions. Ce groupe devrait inclure les acides inorganiques (H2CO3, H3BO3, H3AsO4), les bases faibles (ammonium), certains sels (HgCl2), les acides organiques (CH3COOH, C6H5COOH), les phénols et les amines. DANS solutions non aqueuses les mêmes composés peuvent être à la fois des électrolytes forts et faibles, selon la nature du solvant.

Dissociation des acides, des bases et des sels

Modèles pour les acides

Lors de la dissociation électrique des acides dans les solutions aqueuses, des ions hydrogène chargés positivement (H+) se forment nécessairement sous forme de cations :

HNO3 → H+ + NO3-

Si l'acide est polybasique (par exemple : l'équation de dissociation de H2SO4), alors la dissociation se produit séquentiellement, en éliminant à chaque fois un ion hydrogène :

H2SO4 → H ++ HSO4- première étape - ion sulfate d'hydrogène

HSO4- → H + + SO4- deuxième étape - ion sulfate

En règle générale, le processus d'obtention d'un acide polybasique se déroule autant que possible dans la première étape, le degré de dissociation des étapes suivantes est bien moindre.

Caractéristiques du procédé pour les alcalis

Lorsque les alcalis se dissocient dans des solutions aqueuses, un ion hydroxyle (OH-) chargé négativement se forme nécessairement :

NaOH → Na+ + OH-

Le processus pour les bases polyacides (par exemple, le mécanisme de dissociation de l'hydroxyde de magnésium) se déroule en plusieurs étapes, similaire à celui des acides polybasiques :

Mg (OH)2 → OH- + Mg (OH)+ première étape

Mg (OH)+ → OH- + Mg2+ deuxième étape

Il existe également des cas où des cations hydrogène et des anions hydroxyle peuvent être formés au cours du processus de dissociation (lors de la dissociation d'ampholytes ou de composés amphotères, par exemple Zn, Al) :

2OH- + Zn2+ + 2H2O ←→ Zn (OH)2 + H2O ←→ 2- + 2H+

Règles d'écoulement pour les sels acides et basiques

Pour les sels acides, le schéma principal est le suivant : les cations (métaux chargés positivement) se dissocient d'abord, et ensuite seulement cations hydrogène :

KHSO4 → K+ + HSO4- première étape

HSO4 - → H+ + SO4- deuxième étape

Dans les sels basiques, tout d'abord, les résidus acides entrent en solution, et ensuite seulement l'ion hydroxyle :

BaOHCl → Cl- + Ba (OH)+ première étape

Ba (OH)+ → OH- + Ba2+ deuxième étape

PH

Définition, essence et signification

Les processus de dissociation peuvent se produire non seulement pour substances dissoutes, mais aussi un solvant. Ainsi, l’eau est elle-même un électrolyte faible et se caractérise par une très faible dissociation. L’équation du processus peut s’écrire comme suit :

H2O= H3O+ + OH-

Une molécule d’eau se dissocie en ions hydrogène chargés positivement et en anions hydronium chargés négativement. C'est la concentration de ces ions qui détermine le niveau d'acidité de la solution : plus il y a d'ions hydronium, plus la solution est acide.

La concentration en ions hydronium dans les solutions réelles est, en règle générale, très faible (par exemple : 5 × 10−6 g/l) et donc, par commodité, cette valeur est prise de manière logarithmique, et afin d'obtenir une valeur positive, il est pris avec le signe opposé. Formulons brièvement une définition stricte de la notion d'« indice d'hydrogène » ou pH.

Le pH (indice d'hydrogène) est le logarithme naturel négatif de la concentration en ions hydronium, reflétant l'acidité de la solution.

pH = - journal

Les valeurs de pH sont généralement évaluées sur une échelle de 0 à 14, où 0 est la solution la plus acide et 14 la plus alcaline. Une solution neutre (correspondant au pH de l’eau pure) est considérée comme une solution de valeur 7. Voici par exemple plusieurs solutions typiques avec des valeurs de pH caractéristiques :

Beaucoup moins souvent, ils ont recours à un autre indicateur - le pOH. Dans sa signification, il est absolument similaire à l'indice d'hydrogène, sauf que la concentration en ions hydroxyle est prise comme base.

Dans la première moitié du XIXe siècle. Faraday a introduit le concept d'électrolytes et de non-électrolytes.

Il a appelé les électrolytes des substances dont les solutions et les produits fondus conduisent le courant électrique, et les non-électrolytes - les substances dont les solutions et les produits fondus ne conduisent pas le courant électrique.

Les solutions de sels, d'alcalis et d'acides conduisent le courant électrique.

Les solutions de sucre, d'alcool, de glucose ne conduisent pas l'électricité...

Pourquoi les solutions électrolytiques conduisent-elles le courant électrique ?

Le scientifique suédois Svante Arrhenius, étudiant la conductivité électrique de solutions de diverses substances, est arrivé à la conclusion en 1887 que la cause de la conductivité électrique est la présence dans la solution d'ions formés lorsque les électrolytes sont dissous dans l'eau.

Le processus de décomposition des électrolytes en ions lorsqu’ils sont dissous dans l’eau ou fondus est appelé dissociation électrolytique.

S. Arrhenius a adhéré à la théorie physique des solutions, c'est-à-dire considérait le processus de dissolution des substances comme une simple distribution de particules d'une substance dissoute dans l'eau, mais ne prenait pas en compte son interaction avec l'eau et pensait qu'il y avait des ions libres dans la solution. TED a expliqué de nombreux phénomènes associés aux propriétés des solutions, mais n'a pas répondu aux questions de savoir pourquoi certaines substances sont des électrolytes et d'autres non, ni quel rôle joue le solvant dans la formation d'ions.

Contrairement à lui, les chimistes russes I.A. Kablukov et V.A. Kistyakovsky a appliqué la théorie chimique de D.I. pour expliquer l'ED. Mendeleev et a prouvé que lorsqu'un électrolyte est dissous, une interaction chimique de la substance dissoute avec l'eau se produit, ce qui conduit à la formation d'hydrates, puis ils se dissocient en ions. Autrement dit, la solution ne contient pas d’ions libres mais hydratés.

Les molécules d'eau sont des dipôles (deux pôles), puisque les atomes d'hydrogène sont situés à un angle de 105 0, grâce à quoi la molécule a une forme angulaire :

En règle générale, les substances dotées d'un réseau cristallin ionique se dissocient plus facilement, car elles sont déjà constituées d'ions prêts à l'emploi. Lorsqu'ils se dissolvent, les dipôles d'eau sont orientés avec des extrémités chargées de manière opposée autour des ions positifs et négatifs de l'électrolyte. Des forces d'attraction mutuelle apparaissent entre les ions électrolytes et les dipôles d'eau. En conséquence, la liaison entre les ions s'affaiblit et les ions se déplacent du cristal vers la solution (Fig.) :

Schéma du chlorure de sodium ED pour les ions hydratés

Il est évident que la séquence des processus se produisant lors de la dissociation des substances à liaisons ioniques (sels et alcalis) sera la suivante :

• A) orientation des molécules - dipôles d'eau à proximité des ions du cristal ;
• B) hydratation (interaction) des molécules d'eau avec les ions de la couche superficielle du cristal ;
• C) dissociation (désintégration) du cristal d'électrolyte en ions hydratés.

Le processus peut être simplifié à l'aide de l'équation :

NaСl > Na + + Cl - .

De même, les électrolytes se dissocient, dont les molécules ont une liaison polaire covalente (par exemple, les molécules de chlorure d'hydrogène HCl), seulement dans ce cas, sous l'influence des dipôles d'eau, la polarité de la liaison augmente, puis elle se rompt avec la formation d'ions :

HCl > H + + Cl - .

Pour caractériser quantitativement la dysfonction érectile, saint Arrhenius a introduit le concept de degré de dysfonction érectile, désigné par la lettre grecque b.

Le degré de dissociation électrolytique est le rapport entre le nombre de molécules d'électrolyte divisées en ions et le nombre total de molécules dissoutes. électrolyte non électrolytique acide de dissociation électrolytique

Le degré de dissociation électrolytique est déterminé expérimentalement et est exprimé en fractions ou en pourcentages. Si b = 0, alors la substance ne se désintègre pas du tout en ions ; c'est un non-électrolyte. Les non-électrolytes comprennent les substances ayant des liaisons covalentes faiblement polaires et non polaires, telles que les éthers, les hydrocarbures, l'oxygène, l'azote, etc.

Le degré de DE peut aller de 0 à 1 (en pourcentage de 0 à 100 %).

Si b = 1, soit 100 %, alors l'électrolyte se désintègre complètement en ions ; c'est un électrolyte fort. Les électrolytes forts comprennent tous les sels solubles, les acides inorganiques (HNO 3, HCl, HBr, Hl, H 2 SO 4, HClO 4), les alcalis (LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH) 2, Ba(OH) 2).

Les électrolytes faibles dans les solutions aqueuses ne se dissocient pas complètement en ions (b< 3%). К слабым электролитам относят органические кислоты, многие неорганические (Н 2 S, НF, Н 2 СО 3 , Н 2 SiО 3 , НNО 2 , Н 2 SО 3), основания (за исключением щелочей), NН 4 ОН, вода.

Le degré de DE dépend de la nature de l'électrolyte, de la température (b augmente avec l'augmentation de la température) et de la concentration de l'électrolyte dans la solution (la dilution de la solution augmente toujours b).

QUESTIONS À RÉVISER :

• 1) Pourquoi une solution de KOH conduit-elle le courant électrique, mais pas une solution de glucose ?
• 2) Le sel CaCO 3 est-il un électrolyte ? Pourquoi?
• 3) Pourquoi le degré de dissociation augmente-t-il lorsqu'une solution électrolytique est diluée ?
• 4) Prouver que la division des liaisons chimiques en polaires covalentes et ioniques est conditionnelle.
• 5) Comment expliquer la conductivité électrique des solutions aqueuses d'électrolytes ?

Dispositions de base du TED

• 1) Lorsqu’ils sont dissous dans l’eau, les électrolytes se dissocient (se désintègrent) en ions positifs et négatifs.
• 2) Sous l'influence d'un courant électrique, les ions chargés positivement se déplacent vers le pôle négatif de la source de courant - la cathode, et sont donc appelés cations, et les ions chargés négativement se déplacent vers le pôle positif de la source de courant - l'anode, et ils sont donc appelés anions.
• 3) La raison de la dissociation des électrolytes dans les solutions aqueuses est son hydratation, c'est-à-dire l'interaction de l'électrolyte avec les molécules d'eau et la rupture de la liaison chimique qu'il contient.
• 4) ED est un processus réversible pour les électrolytes faibles.
• 5) Les propriétés chimiques des solutions électrolytiques sont déterminées par les propriétés des ions qu'elles forment lors de la dissociation.

Selon la nature des ions formés, on distingue trois types d'électrolytes : les acides, les bases et les sels.

Les acides sont des électrolytes qui, lors de leur dissociation, forment des cations hydrogène et des anions d'un résidu acide :

HCl> H + + Cl -

НNO 3 > Н + + NON 3 -

H 2 SO 4 > 2H + + SO 4 2-

Pour les acides phosphoriques et autres acides polybasiques, une dissociation par étapes se produit :

1ère étape - formation d'ions dihydrogénophosphate :

N 3 PO 4 - N + + H 2 PO 4 - ,

2ème étape - formation d'ions hydrogénophosphate :

N 2 PO 4 - - N + + NPO 4 2- ,

3ème étape - formation d'ions phosphate :

NRO 4 2- - N + + RO 4 3- .

Ce que tous les acides ont en commun, c'est que lors de leur dissociation, ils forment nécessairement des cations hydrogène. Par conséquent, les propriétés caractéristiques générales des acides - goût aigre, changement de couleur des indicateurs, etc. - sont précisément causées par les cations hydrogène.

Les bases sont des électrolytes qui, lors de leur dissociation, forment des cations métalliques et des anions de groupes hydroxyles OH - :

NaOH-Na + + OH-,

Ca(OH) 2 - Ca 2+ + 2OH -. .

Les bases polyacides se dissocient progressivement :

• 1) Ca(OH) 2 > CaOH + + OH - ,
• 2) CaOH + - Ca 2+ + OH - .

Toutes les propriétés communes des bases - savonnosité au toucher, changement de couleur des indicateurs, etc. - sont dues aux ions hydroxyde OH - communs à toutes les bases.

Les sels sont des électrolytes qui, lors de leur dissociation, forment des cations métalliques (ou ammonium NH 4 +) et des anions de résidus acides :

K 3 RO 4 > 3K + + RO 4 3- ,

NH 4 NO 3 > NH 4 + + NO 3 - .

Contrairement aux acides polybasiques et aux bases polyacides, les sels se dissocient immédiatement, complètement et non par étapes.

Exercices pour le travail indépendant :

• 1) Comparez par structure et propriétés :
  • A) Ca 0 et Ca 2+ ; B) H 2 0 et H +.
• 2) Notez les équations de dissociation pour les électrolytes suivants : sulfate ferreux (lll) ; carbonate de potassium; le phosphate d'ammonium; nitrate de cuivre (II); l'hydroxyde de baryum; acide phosphorique. Donnez les noms des ions.
• 3) Lesquelles des substances suivantes se dissocieront : hydroxyde de fer (II), hydroxyde de potassium, acide silicique, acide nitrique, oxyde de soufre (IV), sulfure de sodium, sulfure de fer (II) ? Pourquoi? Notez les équations de dissociation possibles.
• 4) Lors de l'écriture des équations de dissociation étape par étape de l'acide sulfurique, le signe > est utilisé pour la première étape et le signe de réversibilité - pour la seconde. Pourquoi?
• 5) À l'aide du tableau de solubilité, donnez des exemples de trois ou quatre substances qui forment l'ion sulfate SO 4 2- dans les solutions. notez les équations de dissociation de ces substances.

D/s : répondez oralement aux questions :

• 1) Quelles substances sont classées comme électrolytes et lesquelles sont classées comme non-électrolytes ?
• 2) Lequel des liquides suivants conduit le courant électrique : alcool éthylique, solution aqueuse de glucose, hydroxyde de sodium, solution d'oxygène dans l'eau, carbonate de potassium, hydroxyde de potassium fondu ? Expliquez votre réponse.
• 3) Comment s’appelle l’ED ?
• 4) Quelle est l'essence de la théorie physique et chimique des solutions ?
• 5) Quels ions sont appelés hydratés ?
• 6) Pourquoi certaines substances sont-elles électrolytiques et d’autres non ?
• 7) Quel rôle joue l’eau dans la formation des ions ?
• 8) Quel est le degré de dysfonction érectile ? De quoi ça dépend ?
• 9) Dispositions fondamentales du TED.
• 10) Définir les acides, les bases et les sels du point de vue de TED.

Complétez les exercices des cahiers par écrit :

Créer des équations pour la dissociation des substances dans les cas possibles :

NaOH, ZnO, H 2 S, Al(OH) 3, BaSiO 3, Cu(NO 3) 2, FePO 4, AlCl 3, CaSO 4, SiO 2, HNO 3, (NH 4) 2 CO 3.

La théorie de la dissociation électrolytique proposé par le scientifique suédois S. Arrhenius en 1887.

Dissociation électrolytique- il s'agit de la dégradation des molécules d'électrolyte avec formation d'ions chargés positivement (cations) et négativement (anions) dans la solution.

Par exemple, l'acide acétique se dissocie ainsi dans une solution aqueuse :

CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .

La dissociation est un processus réversible. Mais différents électrolytes se dissocient différemment. Le degré dépend de la nature de l'électrolyte, de sa concentration, de la nature du solvant, des conditions extérieures (température, pression).

Degré de dissociation α - le rapport du nombre de molécules désintégrées en ions au nombre total de molécules :

α=v´(x)/v(x).

Le degré peut varier de 0 à 1 (de l'absence de dissociation à son achèvement complet). Indiqué en pourcentage. Déterminé expérimentalement. Lorsque l'électrolyte se dissocie, le nombre de particules dans la solution augmente. Le degré de dissociation indique la force de l'électrolyte.

Distinguer fort Et électrolytes faibles.

Électrolytes forts- ce sont les électrolytes dont le degré de dissociation dépasse 30 %.

Électrolytes de force moyenne- ce sont ceux dont le degré de dissociation varie de 3% à 30%.

Électrolytes faibles- le degré de dissociation dans une solution aqueuse 0,1 M est inférieur à 3 %.

Exemples d'électrolytes faibles et forts.

Les électrolytes forts dans les solutions diluées se désintègrent complètement en ions, c'est-à-dire α = 1. Mais les expériences montrent que la dissociation ne peut pas être égale à 1, elle a une valeur approximative, mais n'est pas égale à 1. Ce n'est pas une dissociation vraie, mais apparente.

Par exemple, laissez une certaine connexion α = 0,7. Ceux. selon la théorie d'Arrhenius, 30 % des molécules non dissociées « flottent » dans la solution. Et 70 % ont formé des ions libres. Et la théorie électrostatique donne une autre définition à ce concept : si α = 0,7, alors toutes les molécules sont dissociées en ions, mais les ions ne sont qu'à 70 % libres, et les 30 % restants sont liés par des interactions électrostatiques.

Degré apparent de dissociation.

Le degré de dissociation dépend non seulement de la nature du solvant et du soluté, mais également de la concentration de la solution et de la température.

L'équation de dissociation peut être représentée comme suit :

AK ⇄ A- + K + .

Et le degré de dissociation peut s'exprimer comme suit :

À mesure que la concentration de la solution augmente, le degré de dissociation de l'électrolyte diminue. Ceux. la valeur du degré pour un électrolyte particulier n'est pas une valeur constante.

Puisque la dissociation est un processus réversible, les équations de la vitesse de réaction peuvent s’écrire comme suit :

Si la dissociation est à l’équilibre, alors les taux sont égaux et on obtient donc constante d'équilibre(constante de dissociation):

K dépend de la nature du solvant et de la température, mais ne dépend pas de la concentration des solutions. Il ressort clairement de l’équation que plus il y a de molécules non dissociées, plus la valeur de la constante de dissociation de l’électrolyte est faible.

Acides polybasiques se dissocier par étapes, et chaque étape a sa propre valeur constante de dissociation.

Si un acide polybasique se dissocie, le premier proton est alors plus facilement éliminé, mais à mesure que la charge de l'anion augmente, l'attraction augmente et le proton est donc beaucoup plus difficile à éliminer. Par exemple,

Les constantes de dissociation de l'acide orthophosphorique à chaque étape devraient varier considérablement :

I - étape :

II - étape :

III - étape :

Au premier stade, l'acide orthophosphorique est un acide de force moyenne, et au 2ème stade il est faible, au 3ème stade il est très faible.

Exemples de constantes d'équilibre pour certaines solutions électrolytiques.

Regardons un exemple :

Si du cuivre métallique est ajouté à une solution contenant des ions argent, alors au moment de l'équilibre, la concentration en ions cuivre doit être supérieure à la concentration en argent.

Mais la constante a une faible valeur :

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Ce qui suggère qu’au moment où l’équilibre a été atteint, très peu de chlorure d’argent s’était dissous.

Les concentrations métalliques de cuivre et d'argent sont incluses dans la constante d'équilibre.

Produit ionique de l'eau.

Le tableau ci-dessous contient les données suivantes :

Cette constante est appelée produit ionique de l'eau, qui dépend uniquement de la température. Selon la dissociation, il y a un ion hydroxyde pour 1 ion H+. Dans l'eau pure, la concentration de ces ions est la même : [ H + ] = [OH - ].

D'ici, [ H + ] = [OH- ] = = 10-7 moles/l.

Si vous ajoutez une substance étrangère à l'eau, par exemple de l'acide chlorhydrique, la concentration en ions hydrogène augmentera, mais le produit ionique de l'eau ne dépend pas de la concentration.

Et si vous ajoutez un alcali, la concentration d'ions augmentera et la quantité d'hydrogène diminuera.

Concentration et sont interdépendantes : plus une valeur est grande, moins l'autre.

Acidité de la solution (pH).

L'acidité des solutions est généralement exprimée par la concentration en ions H+. En milieu acide pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10 -7 mol/l, en alcalin -pH> 10 -7 mol/l.
L'acidité d'une solution s'exprime par le logarithme négatif de la concentration en ions hydrogène, l'appelant pH.

pH = -LG[ H + ].

La relation entre la constante et le degré de dissociation.

Prenons un exemple de dissociation de l'acide acétique :

Trouvons la constante :

Concentration molaire C=1/V, remplacez-le dans l'équation et obtenez :

Ces équations sont La loi de reproduction de W. Ostwald, selon lequel la constante de dissociation de l'électrolyte ne dépend pas de la dilution de la solution.