Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты

Растворами электролитов называются вещества, которые в расплавленном или растворенном состоянии проводят электрический ток. При растворении в воде и в ряде неводных растворителей свойства электролитов проявляют соли, кислоты и основания. Электролиты водных растворов полярных растворителей и расплавов распадаются на ионы. Процесс распада называется электролитической диссоциацией. Например, диссоциация НСl выразится уравнением:

НСl= Н⁺ + Сl^-

Лишь часть электролита диссоциирует в растворе на ионы. Степенью диссоциации электролита называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе. Электролиты можно разделить на две группы: сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты в водных растворах диссоциированы практически нацело. Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично. К сильным электролитам принадлежат почти все соли; из важнейших кислот и оснований к ним относятся HN0₃, H₂SO₄,HCl, НВг, HI, КОН, NaOH, В а(О Н)₂ и С а (О Н)₂. К слабым электролитам относится большинство органических кислот, а из важнейших неорганических соединений к ним принадлежат: НСОз, H₂S, HCN, H₂SiO₃.

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 = СНзСОO^-+H⁺

константа равновесия имеет вид K=[H⁺][CH₃COO^-]/[CH₃COO]

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

Н₂CO₃ = H⁺ + H C O₃^-

НСО₃ = Н⁺ + С О₃^2-

Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации. Кислоты. Для кислот характерны следующие общие свойства:

а) способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей;

б) способность взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода;

в) способность изменять цвета индикаторов, в частности, вызывать красную окраску лакмуса;

г) кислый вкус.

Поэтому теория электролитической диссоциации определяет кислоты как электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода. У сильных к и с л о т, диссоциирующих нацело, свойства кислот проявляются в большей степени, у слабых — в меньшей. Чем лучше кислота диссоциирует, т. е. чем больше ее константа диссоциации, тем она сильнее.

Основания. Водные растворы оснований обладают следующими общими свойствами:

а) способностью взаимодействовать с кислотами с образованием солей;

б) способностью изменять цвета индикаторов иначе, чем их изменяют кислоты (например, они вызывают синюю окраску лакмуса);

в) своеобразным «мыльным» вкусом.

Поэтому с точки зрения теории электролитической диссоциации основания — это электролиты, диссоциирующие в растворах с отщеплением гидроксид-ионов.

Сила оснований, как и сила кислот, зависит от величины константы диссоциации. Чем больше константа диссоциации данного основания, тем оно сильнее.