Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация

Взятые в отдельности, вода, соли, щелочи и кислоты тока не проводят. Но водные растворы кислот, щелочей и солей проводят электрический ток. Вещества проводящие электрический ток – электролиты; вещества не проводящие электрический ток – неэлектролиты.

Электролиты – проводники второго рода. В растворе или расплаве они распадаются на ионы, благодаря чему и проводят электрический ток.

Для объяснения этого свойства в 1887 г. Шведский ученый С.Арениус предложил теорию электролитической диссоциации.

Распад электролитов на ионы при растворении его в воде или расплавлении называют электролитической диссоциацией.

Не все электролиты в равной мере диссоциируют на ионы. В растворах электролитов наряду с ионами могут присутствовать и молекулы. Степень диссоциации α – это отношение молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул в растворе α = n/N,

где n – число диссоциированных молекул, N – общее число молекул в растворе.

Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы. У них α стремится к единице. К сильным электролитам относятся: все растворимые соли, кислоты H2SO4, HNO3, HCl, все щелочи.

Слабые электролиты при растворении в воде почти не диссоциируют на ионы. У нихα стремится к нулю. К слабым электролитам относятся, например, H₂S, H₂CO₃, H₂SO₃, HNO₂, NH₃ ·H₂O, вода H₂O.

Константа диссоциации

К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы равновесия. Например, для диссоциации уксусной кислоты:

 

СН3СООН → Н+ + СН3СООˉ

 

константа равновесия имеет вид:

 

К = ([Н+] [СНзСООˉ])/[СНзСООН]

 

Здесь в числителе дроби стоят концентрации ионов — продуктов диссоциации, а в знаменателе — концентрация недиссоциированных молекул.

Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации (К). Величина К зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Она характеризует способность данного вещества распадаться на ионы: чем выше К, тем легче электролит диссоциирует. Константа диссоциации – табличная величина.

Многоосновные кислоты, а также основания двух- и более валентных металлов диссоциируют ступенчато. В растворах этих веществ устанавливаются сложные равновесия, в которых участвуют ионы различного заряда. Например, диссоциация угольной кислоты происходит в две ступени:

Н₂СО₃ ↔ Н ⁺ + НСО₃ˉ

НСО₃ˉ ↔ Н⁺ + СО₃^2ˉ

Первое равновесие — диссоциация по первой ступени — характеризуется константой диссоциации, обозначаемой K₁:

 

К₁ =([Н⁺]∙[НСО₃^-])/[Н₂СО₃]

 

а второе – диссоциации по второй ступени – константой диссоциации К₂:

 

К₂ = ([Н⁺]∙[НСО₃^2-ˉ])/[НСО₃^-ˉ]

 

Суммарному равновесию отвечает суммарная константа диссоциации К:

Н₂СО₃ ↔ 2Н⁺ + СО₃^{2 ˉ}

К = ([Н⁺]² [СО₃^2-]) / [Н₂СО₃]

 

При ступенчатой диссоциации веществ распад по последующей ступени всегда происходит в меньшей степени, чем по предыдущей (по второй меньше, чем по первой и т. д.). Иначе говоря, соблюдается неравенство:

К1>К2>К3 …

 

Это объясняется тем, что энергия, которую нужно затратить для отрыва иона, минимальна при его отрыве от нейтральной молекулы и становится больше при диссоциации по каждой следующей ступени.