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

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 (N_д) к общему их количеству в растворе (N), т.е. по формуле: α = (N_д/ 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.

*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):

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, Н₂SO_4(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⁺ + SO₄^2-

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⁺ + PO₄^3-
- С образованием кислых солей. За счёт ступенчатой диссоциации в составе соли находится ещё несколько или один атом водорода.
  NaHCO₃ ⇆ Na⁺ + HCO₃^-
  HCO₃^-⇆ H⁺ + CO₃^2-
- 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). К_дпо сравнению со степенью диссоциации (α) более объективно характеризует способность электролита к ионизации.

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

К_ди α связаны формулой: К_д = (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⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + SO₄^2- = 2K⁺ + SO₄^2- + CO₂↑ + H₂O
Сокращённое ионное уравнение	CO₃^2- + 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:

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

Содержание: