Электролитическая диссоциация

Вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролита­ми. Неэлектролиты — это вещества, растворы или распла­вы которых электрический ток не проводят. Соли, кисло­ты, щелочи - электролиты. Этиловый спирт, ацетон, диэтиловый эфир - неэлектролиты.

Электропроводимость водных растворов электролитов объясняется теорией электролитической диссоциации С.Аррениуса (1887):

1. Электролиты при растворении в воде частично или полностью распадаются на ионы. Процесс распада элект­ролитов на ионы под действием растворителя называется электролитической диссоциацией или ионизацией. Иона­ми называются одноатомные или многоатомные частицы, несущие электрический заряд (Na+, Mg²⁺, S^2-, NO^-₃, SO₄^2-, NH⁺₄ и др.). Положительно заряженные ионы называются катионами, отрицательно заряженные ионы - анионами.

2. Диссоциация слабых электролитов — процесс обрати­мый. Процесс, обратный процессу диссоциации, называ­ется ассоциацией или моляризацией:

СН₃СООН ↔ СН₃СОО^- + Н⁺; NH₄ОH ↔ NH⁺₄ + OH^-

3. В растворах электролитов ионы находятся в беспоря­дочном, хаотическом движении. При пропускании элект­рического тока через раствор катионы движутся к катоду, анионы - к аноду.

4. Ионы по физическим, химическим и физиологиче­ским свойствам отличаются от нейтральных атомов, из ко­торых они образовались. Например, ионы натрия Na⁺ и хло­рид-ионы Cl^- в растворе окружены молекулами воды, не имеют цвета, запаха, не ядовиты. Атомы натрия Na⁰ энер­гично взаимодействуют с водой. Вещество хлор Cl⁰₂ — это газ желто-зеленого цвета, ядовит, сильный окислитель.

В растворах электролитов все ионы находятся в гидратированном состоянии, например, ионы водорода Н⁺ соединяются с молекулами воды по донорно-акцепторному механизму и образуются ионы гидроксония Н₃О⁺:

Н₂О + Н⁺ → Н₃О⁺_;

 

Н Н

\ \

ö ׃ +  Н⁺ → ö: Н⁺

/ /

Н Н

 

В водных растворах присутствуют не простые ионы (Na+, C1^-), а гидратированные: [Na(H₂O)_n]⁺, [С1(Н₂О)_n]^-. Для простоты в химических уравнениях ионы изобража­ют без молекул воды: Н⁺, С1^-, Na⁺, Mg²⁺, NO^-₃ и т.д.

1.4. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации

Различают сильные и слабые электролиты. В водных растворах сильные электролиты полностью распадаются на ионы, слабые - не полностью. Поэтому в растворах сильных электролитов находятся только ионы, а раствор слабого электролита содержит ионы и недиссоциированные молекулы*. Из этого вытекает, что в уравнениях дис­социации слабых электролитов следует ставить знак обра­тимости ↔; в уравнениях диссоциации сильных электро­литов - знак необратимости →. Величина, которая пока­зывает, какая доля растворенных молекул распалась на ионы, называется степенью электролитической диссоци­ации (степенью ионизации). Степень электролитической диссоциации (а) равна отношению числа молекул (п), ко­торые распались на ионы, к общему числу растворенных молекул (N):

 

α = n / N• 100 %/. (1.5)

__________________________________________________________________

* Следует указать на условность деления электролитов на сильные и слабые. Так, в достаточно концентрированных растворах сильных кис­лот (например, соляной кислоты) присутствуют не только ионы Н⁺ и С1^-, но и молекулы НС1; в достаточно разбавленных растворах слабых кислот (при бесконечном разведении) присутствуют только ионы.

 

Степень диссоциации определяют в долях единицы, или в процентах. Например, α = 0, 9, или 90 %. Если α = 90 %, то это означает, что из 100 молекул распадается на ионы 90 молекул. У сильных электролитов степень диссоциации α равна 1 (100 %), у слабых электролитов степень электролитической диссоциации α меньше 1 (или меньше 100 %).

Большинство растворимых солей являются сильными электролитами. К сильным электролитам относятся и со­ли, практически нерастворимые в воде (BaSO₄, AgCl и др.). Растворы их всегда очень разбавлены, но в них моле­кул нет, а есть только свободные ионы, число которых не­значительно.

Растворы сильных кислот содержат много ионов водо­рода. Растворы слабых кислот при той же концентрации содержат их мало. К сильным кислотам относятся НС1О₄, H₂SO₄, HNO₃, HC1, HBr, Hl и др.; к слабым - HNO₂, H₂S, Н₂СО₃ и почти все органические кислоты.

К сильным основаниям относятся основания щелоч­ных металлов (NaOH, КОН) и некоторых щелочноземель­ных металлов, такие, как Ва(ОН)₂ и Са(ОН)₂. К слабым ос­нованиям относятся NH₄OH и все органические основа­ния. Вода — очень слабый электролит и в незначительной степени диссоциирует на ионы:

 

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-