Таблица 12. Сильные и слабые электролиты

КЛАССЫ	Слабые электролиты α < 3%	Сильные электролиты α >30 %
КИСЛОТЫ	HCN, H2S, H3BO3, HNO2, CH3COOH, H2SiO3, H2CO3	HCl, HBr, HJ, HNO3, H2SO4, HClO4
ОСНОВАНИЯ	NH4OH и все нерастворимые в воде	NaOH, KOH, LiОН, RbОН, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2
СОЛИ		Все растворимые средние соли

Для характеристики слабых электролитов применяют константу диссоциации К_д. Вследствие того, что слабые электролиты диссоциируют на ионы не полостью, в их растворах устанавливается подвижное равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. Для слабого электролита общей формулой A_nB_m уравнение диссоциации имеет вид:

A_nB_m  nA^m+ + mB^n-.

Применяя закон действующих масс, запишем выражение константы равовесия:                                     , где

[A^m+], [B^n-] – равновесные концентрации ионов A^m+, B^n-, [A_nB_m] – равновесная концентрация недиссоциированных молекул A_nB_m.

Константу равновесия в этом случае называют константой диссоциации (К_д), или константой ионизации – константа, характеризующая способность электролитов диссоциировать на ионы.

Чем больше константа диссоциации, тем легче электролит распадается на ионы, тем больше иоов в его растворе, тем сильнее электролит.

Диссоциация кислот, оснований, амфотерных гидроксидов и солей

В водных растворах

С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода (протоны):

НCl Н⁺+ Сl^-;

СН₃СООН Н⁺ + СН₃СОО^-.

Основностъ кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации. Так, НCl, HNO₃ – одноосновные кислоты - образуется один катион водорода; Н₂S, Н₂СО₃, Н₂SO₄ - двухосновные, а Н₃РО₄, Н₃АsО₄ - трехосновные, так как образуются соответственно два и три катиона водорода. Из четырех атомов водорода, содержащихся в молекуле уксусной кислоты СН₃СООН, только один, входящий в карбоксильную группу - СООН, способен отщепляться в виде катиона Н⁺, уксусная кислота одноосновная.

Двух- и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато (постепенно).

Н₃РО₄  Н⁺ + Н₂РО^-₄ (первая ступень)

Н₂РО^-₄ Н⁺ + НРO^2-₄ (вторая ступень)

                       НРО^2-₄ Н⁺ + PО^З-₄ (третья ступень)

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени – по третьей. Поэтому в водном растворе, например, фосфорной кислоты наряду с молекулами Н₃РО₄ имеются ионы (в последовательно уменьшающихся количествах) Н₂РО^2-₄, НРО^2-₄ и РО^3-₄.

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы:

KOH  K⁺ + OH^-; NH₄OH  NH⁺₄ + OH^-

Основания, растворимые в воде называются щелочами. Это основания щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaОН, КОН, RbОН, СsОН, FrОН и Са(ОН)₂, Sr(ОН)₂, Ва(ОН)₂, Rа(ОН)₂. Большинство оснований в воде малорастворимо.

Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп (гидроксогрупп). Например, NН₄ОН – однокислотное основание, Са(ОН)₂ - двухкислотное, Fе(ОН)₃ – трехкислотное и т.д. Двух- и многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Ca(ОН)₂ Са(ОН)⁺ + OH^- (первая ступень)

Ca(OH)⁺ Ca²⁺+OH^- (вторая ступень)

Однако имеются электролиты, при диссоциации которых одновременно образуются катионы водорода и гидроксид-ионы. Эти электролиты называются амфотерными или амфолитами. К ним относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома и ряд других веществ. Вода, например, диссоциирует на ионы Н⁺ и ОН^- (в незначительных количествах):

Н₂O  Н⁺ + ОН^-

Следовательно, у нее в равной мере выражены и кислотные свойства, обусловленные наличием катионов водорода Н⁺, и щелочные свойства, обусловленные наличием ионов ОН^-.

Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка Zn(ОН)₂ можно выразить уравнением:

2ОН^- + Zn²⁺  Zn(ОН)₂  2Н⁺ + ZnO₂^2-

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы основных остатков и анионы кислотных остатков:

(NH₄)₂SO₄  2NH⁺₄ + SO^2-₄;

Na₃PO₄ 3Na⁺ + PO^3-₄

Так диссоциируют средние соли.

Кислые же и основные соли диссоциируют ступенчато. У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода (протоны):

KHSO₄ K⁺ + HSO^-₄ (перваяступень)

HSO^-₄  H⁺+SO^2-₄ (вторая ступень)

У основных солей вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы:

Mg(OH)Cl Мg(OH)⁺+Cl^- (первая ступень)

Mg(OH)⁺  Mg²⁺+OH^- (вторая ступень)