Электролитическая диссоциация (ЭД) электролитов в водных растворах. Сильные и слабые электролиты

Понятие об электролитах и неэлектролитах

Ещё в начале XIX в. М. Фарадей обнаружил, что одни растворы веществ пропускают электрический ток, другие – нет.

Если в металлах электрический ток возникает за счёт направленного движения электронов, то в растворах, а также в расплавах электрический заряд переносится ионами.

Соединениям, которые распадаются в растворах на ионы и проводят электрический ток, химики дали название электролиты

Физики же их называют проводниками 2-го рода.

Растворённые вещества, неспособные пропускать электричество, называются неэлектролитами. В растворах они существуют в виде электронейтральных молекул. Большинство органических соединений – неэлектролиты.

Процессы диссоциации и ассоциации в электролитах по теории Аррениуса, степень диссоциации

Распад электролита на ионы называется электролитической диссоциацией (ЭД) или ионизацией.

В 1887 г. шведским химиком С.Аррениусом были сформулированы основные принципы этого явления:

  1. Под действием воды (растворителя) происходит разложение электролита на ионы.
  2. Электроток заставляет ионы с плюсовым зарядом (катионы) двигаться к катоду (–), ионы с минусовым зарядом (анионы) – к плюсовому электроду (аноду).
  3. Одновременно с диссоциацией происходит встречный процесс – ассоциация ионов в молекулы.
  4. Полноту разложения электролита на заряженные частицы, по-другому сказать, силу электролита определяет степень диссоциации (обозначается α). Она равна отношению количества продиссоциировавших молекул электролита (Nд) к общему их количеству в растворе (N), т.е. по формуле: α = (Nд/ N)·100% 

На эту характеристику влияют:

  • природа электролитов и участвующих в ЭД растворителей – с увеличением полярности связей в их молекулах α растет;
  • температураα находится в прямой пропорции от неё;
  • концентрация – в более разбавленных растворах α выше.

Эти основные положения теории электролитической диссоциации (ТЭД) в 1891 г. были дополнены русским химиком И. Каблуковым понятием сольватации (гидратации) катионов и анионов. Он, используя теорию Д.Менделеева о растворах, доказал, что между растворителем и растворяемым веществом формируются химические связи.

Механизм ЭД

Когда химические соединения растворяются в воде молекулы H2O , будучи биполярными, начинают ориентироваться вокруг ионов растворяемого вещества: полюс (+) молекулы воды притягивается к отрицательному иону соединения и наоборот.

Межмолекулярные связи этого реагента ослабевают, оно разрушается, ионы перемещаются в раствор. Там ионы связываются с молекулами H2O и становятся гидратированными. Это наглядно видно на примере ионизации NaCl.

Схема электролитической диссоциации хлорида натрия на гидратированные ионы
Схема электролитической диссоциации хлорида натрия на гидратированные ионы

Классификация и некоторые особенности диссоциации электролитных растворов

С учетом степени ЭД электролиты классифицируют по 3 группам (см. Таблицу 1):

  1.  сильные
  2. средней силы
  3. слабые

Таблица 1

Классификация электролитов

Сильные электролиты

Средние электролиты

Слабые электролиты

Значение степени диссоциации (α)

α>30%

3%≤α≤30%

α<3%

Примеры

1. Растворимые соли;

2. Сильные кислоты (НСl, HBr, HI, НNО3, НClO4, Н2SO4(разб.));

3. Сильные основания – щёлочи.

H3PO4

H2SO3

1. Почти все органические кислоты (CH3COOH, C2H5COOH и др.);

2. Некоторые неорганические кислоты (H2CO3, H2S и др.);

3. Почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);

4. Вода.

Химический характер полученных в ходе ЭД подразделяет электролиты на 3 класса: кислоты, основания, соли.

  1. Для кислот свойственно распадаться на катион H+ и анион кислотного остатка.

    H2SO4 = H+ + HSO4-
    HSO4- ⇆ H+ + SO42- 

    Примечание.  

    а) Для многоосновных кислот отрыв иона H+ происходит ступенчато, причём самая высокая степень ионизации достигается на первой стадии

    б) Именно из-за присутствия ионов H+ кислоты обладают кислым вкусом и происходит соответствующие окрашивание индикаторов.

  2. Основания в ходе ЭД образуют анионы гидроксида (OH-) и катион металла.

    NaOH = Na+ + OH- 

    Аналогично кислотам многокислотные основания отщепляют гидроксид-ионы ступенчато:

    Zn(OH)2 = ZnOH+ + OH-  
    ZnOH+ ⇆ Zn2+ + OH-

  3. Соли в ходе диссоциации распадаются на кислотные остатки (анионы) и катионы металлов.

    При этом возможны несколько вариантов этого процесса:

    • С образованием нормальных (средних) солей. Происходит полное замещение всех атомов водорода в кислоте на атомы металла.

      K3PO4 ⇆ 3K+ + PO43- 

    • С образованием кислых солей. За счёт ступенчатой диссоциации в составе соли находится ещё несколько или один атом водорода.

      NaHCO3 ⇆  Na+ + HCO3-
       HCO3-⇆  H+ + CO32-

    • С образованием основных солей. В этом случае они распадаются, образуя катионы металла, анионы кислотного остатка и гидроксид-ионы. 

      Mg(OH)Cl ⇆ Mg(OH)+ + Cl-
      Mg(OH)+ ⇆ Mg2+ + OH-

Диссоциация также может вести к образованию двойных и смешанных солей.

Константа электролитической диссоциации

Наиболее общей характеристикой электролитов (прежде всего слабых) является константа диссоциации Кд.

В слабых электролитах из-за неполной их ионизации возникает равновесие между нераспавшимися молекулами и ионами. Одновременно идут процессы диссоциации и ассоциации (молекуляризации). Кд по сравнению со степенью диссоциации (α) более объективно характеризует способность электролита к ионизации.

С увеличением Кд растёт количество ионов, а значит сильнее становится электролит. Для слабых электролитов при данной температуре константа диссоциации постоянная величина, для сильных – переменная, зависимая от концентрации раствора.

Кд  и α связаны формулой: Кд = (α2·c) / (1 – α), где c – молярная концентрация раствора.

Реакции ионного обмена

Согласно ТЭД взаимодействия в электролитных растворах есть реакции между ионами и получили название реакций ионного обмена (РИО). А уравнения, которые их описывают, - ионные уравнения.

РИО между сильными электролитами необратимы. Их продукты выходят из реакции или в виде нерастворимого осадка, или газообразными, или малодиссоциирующими электролитами. Такое условие необратимости ионообменных реакций сформулировано в 1803 г. французским химиком Бертолле.

Реакции в электролитах письменно оформляются в 3 видах: сначала в молекулярной форме, затем в полной ионной и сокращенной ионной.

Молекулярная форма уравнения K2CO3 + H2SO4 = K2SO4 + CO2↑ + H2O
Полное ионное уравнение 2K+ + CO32- + 2H+ + SO42- = 2K+ + SO42- + CO2↑ + H2O
Сокращённое ионное уравнение CO32- + 2H+ = CO2↑ + H2O

Значение электролитов

Без них невозможно существование живых организмов, в том числе человека. Все биохимические и физиологические процессы проходят при их непосредственном участии: транспортировка кислорода в крови, регулирование водно-солевого баланса, работа кишечника и сердца.

В технике электролиты участвуют в таких процессах как электролиз, электрокатализ, защита металлов от коррозии. В энергетике создаются новые топливные элементы, солнечные батареи, электрохимические преобразователи информации.


 

Смотри также:

18 сентября 2020, 14:46

Комментарии

Для добавления комментариев необходимо авторизоваться.