ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Теория электролитической диссоциации из "Общая химия 2000" В главе 7 мы познакомились с законами, которым подчиняются разбавленные растворы. Справедливость этих законов подтверждается результатами многих экспериментов. Однако имеются вещества, растворы которых сильно отклоняются от всех рассмотренных законов. К подобным веществам относятся соли, кислоты и щелочи. Для них осмотическое давление, понижение давления пара, изменения температур кипения и замерзания всегда больше, чем это отвечает концентрации раствора. [c.231] Например, понижение температуры замерзания раствора, содержащего 1 г Na l в 100 г воды, почти вдвое превышает ЛТ,, вычисленное по закону Рауля. Во столько же раз и осмотическое давление этого раствора больше теоретической величины. [c.231] Коэффициент г определялся для каждого раствора экспериментальным путем, например, по понижению давления пара, или по понижению температуры замерзания, или по повышению температуры кипения. [c.231] Значения коэффициента г, найденные Вант-Гоффом для 0,2 н растворов некоторых солей по понижению их температур замерзания, приведены в табл. 8.1. [c.231] Отметим, что аналогичное явление наблюдается в отношении некоторых газов или веществ, переходящих в газообразное состояние. Например, пары пентахлорида фосфора P la, йода и некоторых других веществ при нагревании в закрытом сосуде обнаруживают более высокое давление, чем следует по уравнению Клапейрона—Менделеева. [c.232] Для газов это явление объясняется диссоциацией. Если, например, P I5 полностью разложится на P I3 и СЬ, то понятно, что при неизменном объеме давление, зависящее от числа частиц, должно увеличиться вдвое. При неполной диссоциации, когда только часть молекул подверглась разложению, давление также возрастает, но менее чем вдвое. [c.232] Естественно было предположить, что в растворах, обладающих ненормально высоким осмотическим давлением, молекулы растворенного вещества тоже распадаются на какие-то более мелкие частицы, так что общее число частиц в растворе возрастает. А поскольку осмотическое давление зависит от числа частиц растворенного вещества, находящихся в единице объема раствора, то с увеличением этого числа оно тоже увеличивается. Такое предположение впервые было высказано в 1887 г. С. Аррениусом и легло в основу его теории, объясняющей поведение солей, кислот и оснований в водных растворах. [c.232] Водные растворы солей, кислот и оснований обладают еще одной особенностью — они проводят электрический ток. При этом большинство твердых солей и оснований в безводном состоянии, а также безводные кислоты обладают очень слабой электрической проводимостью плохо проводит электрический ток и вода. Очевидно, что при образовании растворов подобные вещества претерпевают какие-то изменения, обусловливающие возникновение высокой электрической проводимости. Как мы увидим ниже, эти изменения заключаются в диссоциации соответствующих веществ на ионы, которые и служат переносчиками электрического тока. [c.232] Вещества, проводяшле электрический ток своими ионами, называются электролитами. При растворении в воде и в ряде неводных растворителей свойства электролитов проявляют соли, кислоты и основания. Электролитами являются также многие расплавленные соли, оксиды и гидроксиды, а также некоторые соли и оксиды в твердом состоянии. [c.232] Причиной чрезмерно высокого осмотического давления растворов электролитов является, согласно Аррениусу, диссоциация электролитов на ионы. Вследствие этого, с одной стороны, увеличивается общее число частиц в растворе, а следовательно, возрастают осмотическое давление, понижение давления пара и изменения температур кипения и замерзания, с другой — ионы обусловливают способность раствора проводить электрический ток. [c.233] Эти предположения в дальнейшем были развиты в стройную теорию, получившую название теории электролитической диссоциации. Согласно этой теории, при растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называются катионами к ним относятся, например, ионы водорода и метгиллов. Отрицательно заряженные ионы называются анионами к ним принадлежат ионы кислотных остатков и гидроксид-ионы. Как и молекулы растворителя, ионы в растворе находятся в состоянии неупорядоченного теплового движения. [c.233] Распад электролитов на ионы объясняет отклонения от законов Вант-Гоффа и Рауля, о которых говорилось в начале этой главы. В качестве примера мы приводили понижение температуры замерзания раствора Na l. Теперь нетрудно понять, почему понижение температуры замерзания этого раствора столь велико. Хлорид натрия переходит в раствор в виде ионов Na+ и СГ. При этом из одного моля Na l получается не 6,02 10 частиц, а вдвое большее их число. Поэтому и понижение температуры замерзания в растворе Na l должно быть вдвое больше, чем в растворе неэлектролита той же концентрации. [c.233] Таким образом, особенности водных растворов электролитов, противоречащие с первого взгляда законам Вант-Гоффа и Рауля, были объяснены на основе этих же законов. [c.233] Однако теория Аррениуса не учитывала всей сложности явлений в растворах. В частности, она рассматривала ионы как свободные, независимые от молекул растворителя яастицы. Теории Аррениуса противостояла химическая, или ги-дратная, теория растворов Менделеева, в основе которой лежало представление о взаимодействии растворенного вещества с растворителем. Кажущееся противоречие обеих теорий было устранено предположением о гидратации ионов (И. А. Каблуков). Развитие этой идеи привело в дальнейшем к объединению теорий Аррениуса и Менделеева. [c.233] Вещества могут распадаться на ионы и при их расплавлении, когда энергии теплового движения оказывается достаточно для разрыва полярных связей. [c.234] Теперь мы можем дать определение электролитической диссоциации электролитическая диссоциация — это процесс распада молекул веществ на ионы под действием полярных молекул растворителя, а также при их расплавлении. [c.234] Вернуться к основной статье