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:
- Под действием воды (растворителя) происходит разложение электролита на ионы.
- Электроток заставляет ионы с плюсовым зарядом (катионы) двигаться к катоду (–), ионы с минусовым зарядом (анионы) – к плюсовому электроду (аноду).
- Одновременно с диссоциацией происходит встречный процесс – ассоциация ионов в молекулы.
- 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;
- температура – α 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.

Классификация и некоторые особенности диссоциации электролитных растворов
С учетом степени ЭД электролиты классифицируют по 3 группам (см. Таблицу 1):
- сильные
- средней силы
- 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.
- 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.
- 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- - 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-
- С образованием нормальных (средних) солей. Происходит полное замещение всех атомов водорода в кислоте на атомы металла.
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:
- Классификация химических реакций в неорганической и органической химии
- Тепловой эффект химической реакции. Термохимические уравнения
- Скорость химической реакции, ее зависимость от различных факторов
- Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия под действием различных факторов
- Реакции ионного обмена
- Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная
- Реакции окислительно-восстановительные. Коррозия металлов и способы защиты от нее
- Электролиз расплавов и растворов (солей, щелочей, кислот)
- Ионный (правило В.В. Марковникова) и радикальный механизмы реакций в органической химии
Как вы считаете, материал был полезен?