Основные положения теории электролитической диссоциации

Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.

Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 1887 году.

Вещества, распадающиеся на ионы, называют электролитами. Электролиты – вещества с ионной или сильно ковалентной связью: кислоты, основания, соли. остальные вещества – неэлектролиты; к ним относятся вещества с неполярной или слабо полярной ковалентной связью; например, многие органические соединения.

Основные положения ТЭД (Теории электролитической диссоциации):

1. Молекулы распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (простые и сложные).

2. Под действием электрического тока катионы (положительно заряженные ионы движутся к катоду(-), а анионы (отрицательно заряженные ионы) к аноду(+)

3. Степень диссоциации зависит от природы вещества и растворителя, концентрации, температуры.

 

Количественной характеристикой силы электролитов является степень диссоциации (α) – отношение молярной концентрации продиссоциировавшего электролита к его общей молярной концентрации в растворе.

Степень диссоциации выражается в долях единицы или в процентах. Интервал значений – от 0 до 100%.

α = 0% относится к неэлектролитам (диссоциация отсутствует)

0% <α < 100% относится к слабым электролитам (диссоциация неполная)
α = 100% относится к сильным электролитам (полная диссоциация)

Так же стоит помнить про количество ступеней диссоциации, например:
Диссоциация раствора H₂SO₄

H₂ SO₄⇄H⁺+HSO₄^-

HSO₄^-⇄H⁺+SO₄^2-

У каждой ступени диссоциации своя степень диссоциации.
Например, диссоциация солей CuCl₂, HgCl₂:

CuCl₂⇄Cu²⁺+2Cl^- диссоциация протекает полностью

У многоосновных кислот и многокислотных оснований диссоциация идёт в несколько ступеней (в зависимости от основности).

Перечислим сильные и слабые кислоты и приступим к уравнениям ионного обмена:
Сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO₃, HBrO₃, HIO₃, HClO₄, H₂SO₄, H₂SeO₄,HNO₃, HMnO₄, H₂Cr₂O₇)

Слабые кислоты (HF, H₂S, H₂Se, HClO, HBrO, H₂SeO₃, HNO₂,H₃PO₄, H₄SiO₄, HCN, H₂CO₃, CH₃COOH)

 

Химические реакции в растворах и расплавах электролитов протекают с участием ионов. В таких реакциях степени окисления элементов не изменяются, и сами реакции называются реакциями ионного обмена.

Реакции ионного обмена будут протекать до конца (необратимо), если образуются малорастворимые или практически нерастворимые вещества (они выпадают в осадок), летучие вещества (выделяются в виде газов) или слабые электролиты (например, вода).

Реакции ионного обмена принято писать в три стадии:
1. Молекулярное уравнение

2. Полное ионное уравнение

3. Сокращенное ионное уравнение

При написании обязательно указывать осадки и газы, а так же руководствоваться таблицей растворимости.

Реакции, где все реагенты и продукты получились растворимые в воде, не протекают.

 

Несколько примеров: (выделить, Ctrl + левая кнопка мыши)

   Na₂CO₃+H₂SO₄→Na₂ SO₄+CO₂↑+H₂O

2Na⁺+CO₃^2-+2H⁺+SO₄^2-→2Na⁺+SO₄^2-+CO₂↑+H₂O

CO₃^2-+2H⁺→CO₂↑+H₂O

Сокращённое ионное уравнение получается с помощью вычёркивания одинаковых ионов из обеих частей полного ионного уравнения.

Если реакция ионного обмена идёт между двумя солями с образованием осадка, то следует брать два хорошо растворимых реагента. То есть, реакция ионного обмена пойдёт если растворимость реагентов будет выше, чем у одного из продуктов.

Ba(NO₃)₂+Na₂ SO₄→BaSO₄↓+2NaNO₃

Иногда при написании реакций ионного обмена пропускают полное ионное уравнение и сразу пишут сокращенное.

Ba²⁺+SO₄^2-→BaSO₄↓