1. ЭЛЕКТРОЛИТЫ

1.1. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сила электролитов

Согласно теории электролитической диссоциации, соли, кислоты, гидроксиды, растворяясь в воде, полностью или частично распадаются на самостоятельные частицы – ионы.

Процесс распада молекул веществ на ионы под действием полярных молекул растворителя называют электролитической диссоциацией. Вещества, диссоциирующие на ионы в растворах, называют электролитами. В результате раствор приобретает способность проводить электрический ток, т.к. в нем появляются подвижные носители электрического заряда.  Согласно этой теории, при растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называют катионами; к ним относятся, например, ионы водорода и металлов. Отрицательно заряженные ионы называются анионами; к ним принадлежат ионы кислотных остатков и гидроксид-ионы.

Для количественной характеристики процесса диссоциации введено понятие степени диссоциации. Степенью диссоциации электролита (α) называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы (n), к общему числу  его молекул в растворе (N), или

α =.

Степень электролитической диссоциации принято выражать либо в долях единицы, либо в процентах.

Электролиты со степенью диссоциации больше 0,3 (30%) обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 0,03 (3%) до 0,3 (30%)—средними, менее 0,03 (3%)—слабыми электролитами. Так, для 0,1 M раствора  CH₃COOH α = 0,013 (или 1,3 %). Следовательно, уксусная кислота является слабым электролитом.  Степень  диссоциации показывает, какая часть растворенных молекул вещества распалась на ионы. Степень электролитической диссоциации электролита в водных растворах зависит от природы электролита, его концентрации и температуры.

По своей природе электролиты можно условно разделить на две большие группы: сильные и слабые. Сильные электролиты диссоциируют практически полностью (α = 1).

К сильным электролитам относятся:

1) кислоты (H₂SO₄, HCl, HNO₃, HBr, HI,  HClO₄, HМnO₄);

2) основания – гидроксиды металлов первой группы главной подгруппы (щелочи) – LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, а также гидроксиды щелочноземельных металлов –  Ba(OH)_{2 ,} Ca(OH)₂, Sr(OH)₂;.

3) соли, растворимые в воде (см. таблицу растворимости).

 Слабые электролиты диссоциируют на ионы в очень малой степени, в растворах они находятся, в основном в недиссоциированном состоянии (в молекулярной форме). Для слабых электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.

К слабым электролитам относятся:

1) неорганические кислоты (H₂CO₃, H₂S, HNO₂, H₂SO₃ , HCN, H₃PO₄, H₂SiO₃, HCNS, HСlO и др.);

2) вода (H₂O);

3) гидроксид аммония (NH₄OH);

4) большинство органических кислот

(например, уксусная CH₃COOH, муравьиная HCOOH);

5) нерастворимые и малорастворимые соли и гидроксиды некоторых металлов (см. таблицу растворимости).

Процесс электролитической диссоциации изображают, пользуясь химическими уравнениями. Например, диссоциация соляной кислоты (НСl) записывается следующим образом:

HCl → H⁺ + Cl^–  .

Основания диссоциируют с образованием катионов металла и гидроксид-ионов. Например, диссоциация КОН

КОН → К⁺ + ОН^–.

Многоосновные кислоты, а также основания многовалентных металлов диссоциируют ступенчато. Например,

H₂CO₃H⁺ + HCO₃^{– ,}

HCO₃^–H⁺ + CO₃^{2– .}

Первое равновесие – диссоциация по первой ступени – характеризуется константой

.

Для диссоциации по второй ступени:

.

В случае угольной кислоты константы диссоциации имеют следующие значения: K_I = 4,3×10^–7, K_II = 5,6×10^–11. Для ступенчатой диссоциации всегда  K_I>K_II>K_III>..., т.к. энергия, которую необходимо затратить для отрыва иона, минимальна при отрыве его от нейтральной молекулы.

Средние (нормальные) соли, растворимые в воде, диссоциируют с образованием положительно заряженных ионов металла и отрицательно заряженных ионов кислотного остатка

Ca(NO₃)₂  → Ca²⁺ + 2NO₃^–

Al₂(SO₄)₃ → 2Al³⁺ +3SO₄^2–.

Кислые соли (гидросоли) – электролиты, содержащие в анионе водород, способный отщепляться в виде иона водорода Н⁺. Кислые соли рассматривают как продукт, получающийся из многоосновных кислот, в которых не все атомы водорода замещены на металл. Диссоциация кислых солей происходит по ступеням, например:

KHCO₃ → K⁺ + HCO₃^–   (первая ступень)

HCO₃^–H⁺ + CO₃^2–      (вторая ступень).

Однако степень электролитической диссоциации по второй ступени очень мала, поэтому раствор кислой соли содержит лишь незначительное число ионов водорода.

Основные соли (гидроксосоли) – электролиты, содержащие в катионе одну или несколько гидроксо-групп OH^–. Основные соли характерны для многовалентных металлов. Основные соли диссоциируют с образованием основных и кислотных остатков. Например:

FeOHCl₂FeOH²⁺ + 2Cl^– (первая ступень);

FeOH²⁺ Fe³⁺ + OH^– (вторая ступень);

(ZnOH)₂SO₄2ZnOH⁺ + SO₄^2– (первая ступень);

ZnOH⁺ Zn²⁺ + OH^– (вторая ступень).

© О.А. Нaпилкoва, Н.С. Дoзорцевa

К следующему разделу
К оглавлению