Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация

Электролитами называются вещества, способные к распаду на ионы в растворах или расплавленном состоянии. Распад молекулы вещества на ионы называется электролитической диссоциацией. Положительные ионы называются катионами, а отрицательные – анионами. Ионы способны переносить электричество, поэтому растворы (расплавы) электролитов проводят электрический ток. В отличие от проводников первого рода – металлов, в которых электричество переносится посредством электронов, электролиты называются проводниками второго рода.

Электролиты подразделяют на сильные и слабые. Сильные электролиты практически полностью диссоциируют в водных растворах. К ним принадлежит подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты. Уравнения электролитической диссоциации таких электролитов обычно записывают следующим образом:

HNO₃®H⁺+NO₃^-

NaCl®Na⁺+Cl^-

KOH®K⁺+OH^-

Al₂(SO₄)₃®2Al³⁺+3SO₄²^-

Эти уравнения только приблизительно отражают подлинный процесс, так как в них не показано участие молекул растворителя, без которых сама диссоциация невозможна, например:

NaCl + (m+n)H₂О®Na⁺(H₂О)_m + Cl^-(H₂О)_n

Слабые электролиты в растворах присутствуют в ионной и молекулярной форме, например:

NH₄OH⇄NH₄⁺ + OH^-

Количественно силу электролита оценивают с помощью степени диссоциации a, под которой понимают отношение числа молекул, распавшихся на ионы (N) к общему числу молекул (N_общ) электролита, введенного в раствор:

Степень диссоциации электролита выражается в долях единицы или процентах. Понятно, что степень диссоциации может изменяться от нуля (диссоциация отсутствует) до 1 (полная диссоциация). Так как при разбавлении раствора степень диссоциации увеличивается, то оценивать силу электролитов по значению a необходимо для растворов одинаковой концентрации. Электролит считают сильным, если значение a в его 0,1 н. растворе больше 0,3 (или 30%), слабым - если a меньше 0,03 (или 3 %). Если значение a электролита лежит в пределах от 0,03 до 0,3 (или от 3 до 30 %), то такой электролит называют электролитом средней силы.

При оценке способности к диссоциации слабых электролитов целесообразно пользоваться не степенью, а константой диссоциации электролита K_Д, которая представляет собой константу равновесия Кр обратимого процесса диссоциации. Например, для диссоциации уксусной кислоты по уравнению

СН₃СООН ⇄ СН₃СОО^- + Н⁺

выражение константы диссоциации имеет вид:

где [СН₃СОО^-] и [Н⁺] - концентрации ионов, моль/л;

[СН₃СООН] - концентрация уксусной кислоты, находящейся в равновесии с ионами, моль/л.

Константа диссоциации является важной характеристикой слабых электролитов, так как указывает на прочность их молекул в данном растворе. Чем меньше константа диссоциации, тем слабее диссоциирует электролит и тем, следовательно, устойчивее его молекулы. Значение Kр зависит от природы электролита и растворителя, от температуры, но не зависит от концентрации электролита в растворе.

Многоосновные кислоты и многоатомные основания диссоциируют обратимо по ступеням, причем каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой. Например:

Zn(OH)₂⇄Zn(OH)⁺+OH^-К_Д1=4,4×10^-5

Zn(OH)⁺⇄Zn²⁺+OH^-К_Д2=1,5×10^-9

Ступенчатая диссоциация позволяет объяснить образование кислых и основных солей, например: NaH₂PO₄, Na₂HPО₄, ZnOHCl и т. п.

Морская вода представляет собой раствор электролитов различной силы. Она содержит большое количество почти полностью диссоциированных солей типа NaCl, K₂SO₄, MgCl₂ и благодаря этому является проводником электрического тока. Морская вода характеризуется также сложной системой равновесий между производными слабых кислот типа Н₂СО₃, H₂S, Н₃РО₄.

Реакции в растворах электролитов, при которых не происходит изменения зарядов ионов, называются ионообменными. Направление протекания таких реакций определяется следующим правилом: ионообменные реакции протекают практически необратимо в сторону образования труднорастворимых, легколетучих и слабодиссоциирующих веществ. Сущность процессов наиболее полно выражается при записи их в форме ионно-молекулярных уравнений. В таких уравнениях сильные электролиты записывают в виде ионов, а труднорастворимые, легколетучие вещества и слабые электролиты - в виде молекул. Ионы, не участвующие в реакции, то есть встречающиеся в левой и правой частях уравнения, следует сокращать. При составлении ионно-молекулярных уравнений рекомендуется пользоваться таблицей, где представлены степени диссоциации водных растворов электролитов, а также таблицей растворимости.

Примеры составления ионно-молекулярных уравнений.

1.Реакции, протекающие с образованием труднорастворимых веществ:

AgNO₃ + NaCl = AgCl¯ + NaNO₃

Ag⁺ + NO₃^- + Na⁺ + Cl^- = AgCl¯+Na⁺ + NO₃^-

Сократив одинаковые ионы Na⁺ и NO₃^- в левой и правой частях уравнения реакции, получим:

Ag⁺+Cl^- = AgCl¯

2.Реакции, протекающие с образованием легколетучих веществ:

Na₂S + 2НС1 = 2NaCl + H₂S

2Na⁺ + S²^- + 2H⁺ + 2Cl^-=2Na⁺ + 2Cl^- + H₂S

2H⁺+S²^-=H₂S

3.Реакции, протекающие с образованием слабодиссоциирующих соединений:

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SО₄ + 2H₂О