Электролитическая диссоциация

Водные растворы некоторых веществ являются проводниками электрического тока. Эти вещества относятся к электролитам. Электролитами являются кислоты, основания и соли, расплавы некоторых веществ.

Растворы некоторых веществ в воде не проводят электрический ток. Такие вещества называют неэлектролитами. К ним относятся многие органические соединения, например сахар и спирты.

Теория электролитической диссоциации

Теория электролитической диссоциации была сформулирована шведским ученым С. Аррениусом (1887 г.). Основные положения теории С. Аррениуса:

— электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы;

— под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к катоду (катионы), а отрицательно заряженные – к аноду (анионы);

— диссоциация – обратимый процесс

КА ↔ К⁺ + А⁻

Механизм электролитической диссоциации заключается в ион-дипольном взаимодействии между ионами и диполями воды (рис. 1).

Рис. 1. Электролитическая диссоциация раствора хлорида натрия

Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью. Аналогично диссоциация протекает у молекул, образованных по типу полярной ковалентной связи (характер взаимодействия – диполь-дипольный).

Диссоциация кислот, оснований, солей

При диссоциации кислот всегда образуются ионы водорода (H⁺), а точнее – гидроксония (H₃O⁺), которые отвечают за свойства кислот (кислый вкус, действие индикаторов, взаимодействие с основаниями и т.д.).

HNO₃ ↔ H⁺ + NO₃⁻

При диссоциации оснований всегда образуются гидроксид-ионы водорода (OH⁻), ответственные за свойства оснований (изменение окраски индикаторов, взаимодействие с кислотами и т.д.).

NaOH ↔ Na⁺ + OH⁻

Соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или катион аммония NH₄⁺) и анионы кислотных остатков.

CaCl₂ ↔ Ca²⁺ + 2Cl⁻

Многоосновные кислоты и основания диссоциируют ступенчато.

H₂SO₄ ↔ H⁺ + HSO₄⁻ (I ступень)

HSO₄⁻ ↔ H⁺ + SO₄^2- (II ступень)

Ca(OH)₂ ↔ [CaOH]⁺ + OH⁻ (I ступень)

[CaOH]⁺ ↔ Ca²⁺ + OH⁻

Степень диссоциации

Среди электролитов различают слабые и сильные растворы. Чтобы охарактеризовать эту меру существует понятие и величина степени диссоциации (). Степень диссоциации – отношение числа молекул, продиссоциировавших на ионы к общему числу молекул. часто выражают в %.

= N’ / N

К слабым электролитам относятся вещества, у которых в децимолярном растворе (0,1 моль/л) степень диссоциации меньше 3%. К сильным электролитам относятся вещества, у которых в децимолярном растворе (0,1 моль/л) степень диссоциации больше 3%. Растворы сильных электролитов не содержат непродиссоциировавших молекул, а процесс ассоциации (объединения) приводит к образованию гидратированных ионов и ионных пар.

На степень диссоциации оказывают особое влияние природа растворителя, природа растворенного вещества, температура (у сильных электролитов с повышением температуры степень диссоциации снижается, а у слабых – проходит через максимум в области температур 60^oС), концентрация растворов, введение в раствор одноименных ионов.

Амфотерные электролиты

Существуют электролиты, которые при диссоциации образуют и H⁺, и OH⁻ ионы. Такие электролиты называют амфотерными, например: Be(OH)₂, Zn(OH)₂, Sn(OH)₂, Al(OH)₃, Cr(OH)₃ и т.д.

H⁺+RO⁻ ↔ ROH ↔ R⁺ + OH⁻

Ионные уравнения реакций

Реакции в водных растворах электролитов – это реакции между ионами – ионные реакции, которые записывают с помощью ионных уравнений в молекулярной, полной ионной и сокращенной ионной формах. Например:

BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄ ↓ + 2NaCl (молекулярная форма)

Ba²⁺ + 2Cl⁻ + 2Na⁺ + SO₄^2- = BaSO₄ ↓ + 2Na⁺ + 2Cl⁻ (полная ионная форма)

Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄ ↓ (сокращенная ионная форма)

Водородный показатель pH

Вода – слабый электролит, поэтому процесс диссоциации протекает в незначительной степени.

H₂O ↔ H⁺ + OH⁻

К любому равновесию можно применить закон действующих масс и записать выражение для константы равновесия:

K = [H⁺][OH⁻]/[H₂O]

Равновесная концентрация воды – величина постоянная, слеовательно.

K[H₂O] = [H⁺][OH⁻] = K_W

Кислотность (основность) водного раствора удобно выражать через десятичный логарифм молярной концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком. Эта величина называется водородным показателем (рН):

рН = — lg[H⁺]

Если раствор нейтральный, то [H⁺]=[OH⁻] =10^-7, рН =7.

Если среда кислая [H⁺] > 10^-7, рН < 7.

Если среда щелочная [H⁺] < 10^-7, рН > 7

Примеры решения задач