Основные положения теории электролитической диссоциации

Из предыдущего занятия вам уже известно, что теория электролитической диссоциации была сформулирована шведским ученым Сванте Аррениусом в одна тысяча восемьсот семьдесят седьмом  1877 году.

Электролитическая диссоциация – это процесс распада электролита на ионы.

В настоящее время уже четко сформулированы все основные положения теории электролитической диссоциации. Давайте рассмотрим подробно все ее пункты.

1. При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на положительные и отрицательные ионы.

Ионы – это форма существования химического элемента, представляющая собой положительно или отрицательно заряженные частицы, в которые превращаются атомы или группы атомов в результате отдачи или присоединения электронов.

Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома – это простые ионы. Например: Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺. Если ионы состоят из нескольких атомов, то это сложные ионы. Например: NO^-₃ , SO₄^2-, PO₄^3- .

Многие ионы окрашены. Например, ион MnO₄^-  имеет малиновый цвет, ион CrO₄^2- - желтый.

Атомы и ионы отличаются по своим свойствам. Например, ионы   Na⁺ и Cl^- -бесцветны. В отличие от них атомы металла натрия Na⁰ и газообразного газа хлора Cl₂⁰  имеют совсем другие свойства: натрий – металлический блеск, газ хлор – желто-зеленый цвет.

2. Причиной диссоциации электролита в водном растворе является его гидратация, т. е. взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.

По наличию водной оболочки ионы делятся на гидратированные, то есть связанные с молекулами воды (находятся в водных растворах и кристаллогидратах) и негидратированные (находятся в безводных солях).

Свойства гидратированных и негидратированных ионов различаются. Например, негидратированный ион меди Cu²⁺ – бесцветный в безводных кристаллах сульфата меди (II),   и имеет голубой цвет, когда гидратирован.

3. Под действием электрического тока, положительно заряженные ионы движутся к отрицательно заряженному полюсу источника тока – катоду, поэтому их называют катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся положительному полюсу источника тока – аноду, поэтому их называют анионами.

Например, при диссоциации серной кислоты H₂SO₄, катионы Н⁺ движутся к катоду, а анионы SO₄^2- - к аноду.

Следовательно, ионы можно также классифицировать по знаку их заряда на катионы – положительно заряженные ионы (например, катионы водорода Н⁺, калия К⁺, алюминия Al³⁺  и анионы – отрицательно заряженные ионы (например – NO4₃^-, SO₄^2-, PO₄^3-).

В растворах электролитов сумма зарядов катионов равна сумме зарядов анионов, поэтому эти растворы электронейтральны.

 

4. Электролитическая диссоциация – процесс обратимый для слабых электролитов.

Одновременно с процессом диссоциации слабых электролитов в водных растворах происходит и процесс ассоциации (соединения ионов). Поэтому в уравнениях вместо равенства ставят знак обратимости. Например, угольная кислота  обратимо диссоциирует на катионы водорода и анионы кислотного остатка– карбонат-ионы:  Н₂СО₃ 2Н⁺ + СО₃^2- .

5. Не все электролиты в одинаковой мере диссоциируют на ионы.

По степени электролитической диссоциации электролиты разделяют на сильные и слабые.

Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы.

Например, хлорид натрия (NaCl), состоящий из атомов натрия и хлора,  при диссоциации в водном растворе практически полностью распадается на катионы натрия и анионы хлора:

NaCl → Na⁺ + Cl^-.

Слабые электролиты при растворении в воде почти не диссоциируют на ионы.

Например, при диссоциации слабой азотистой кислоты в растворе одновременно будут присутствовать и целые молекулы азотистой кислоты и ионы, на которые она распалась:

HNO₂       H⁺ + NO₂^-

6. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.

По характеру образующихся при диссоциации электролитов ионов различают три типа электролитов: кислоты, основания и соли.

Кислотами называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка.

В зависимости от основности различают: одноосновные и многоосновные кислоты:

1) одноосновные (например, азотная кислота HNO₃) диссоциируют одноступеньчато:

Например, HNO₃ = H⁺+ NO₃^- (диссоциирует на катионы водорода и нитрат-анионы (анионы кислотных остатков)).

2) Многоосновные ( например, серная кислота H₂SO₄ диссоциируют двухступеньчато:

1. H₂SO₄ H⁺ + HSO₄^- (первая ступень – образование катионов водорода и гидросульфат-анионов (анионы кислотных остатков)),

2. HSO₄^- H⁺ + SO₄^2- (вторая ступень – образование катионов водорода и фосфат-анионов (анионы кислотных остатков)).

Например,  фосфорная кислота так же относится к многоосновным. Фосфорная кислота H₃PO₄ диссоциирует трехступеньчато:

1. H₃PO₄ H⁺ + H₂PO₄^- (первая ступень – образование катионов водорода и дигидрофосфат- анионов (анионы кислотных остатков));

 2. H₂PO₄^- H⁺ + HPO₄^2- (вторая ступень – образование катионов водорода и гидрофосфат- анионов (анионы кислотных остатков));

3. HPO₄^2-  H⁺ + PO₄^3- (третья ступень – образование катионов водорода и фосфат- анионов).

Диссоциация по второй ступени происходит намного слабее, чем по первой. Диссоциация по третьей ступени при обычных условиях почти не происходит.

Катионами водорода, образующимися при диссоциации, обусловлены характерные свойства кислот: кислый вкус, изменение окраски индикаторов и так далее.

Основаниями называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла и гидроксид-анионы. Например: КОН = К⁺ + ОН^-.

Общие свойства оснований – мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов и другие - обусловлены гидроксид-ионами ОН^-.

Солями называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла (или аммония NH₄⁺ ) и анионы кислотных остатков.

Например: K₂SO₄ = 2K⁺ + SO₄^2- .

Общие свойства солей определяются как катионами металла, так и анионами кислотного остатка.

ВЫВОД: основные положения теории электролитической диссоциации отражают все процессы, происходящие при растворении веществ.