Существуют две основные причины прохождения электрического тока через проводники: либо за счет переноса элек-тронов , либо за счет переноса ионов. Электронная проводимость присуща, прежде всего, металлам. Ионная проводимость присуща многим химическим соединениям, обладающим ионным строением, например, солям в твердом или расплавленном состояниях, а также многим водным и неводным растворам.

Все вещества по их поведе-нию в растворах принято делить на две категории:

а) вещества, рас-творы которых обладают ионной проводимостью (электролиты);

б) вещества, растворы которых не обладают ионной проводимостью (неэлектролиты).

К электролитам относится большинство неорга-нических кислот, оснований и солей. К неэлектролитам относятся многие органические соединения, например, спирты и углеводы.

Оказалось, что растворы электролитов обладают более низкими значениями температуры плавления и более высокими температу-рами кипения по сравнению с соответствующими значениями для чистого растворителя или для раствора неэлектролита в этом же растворителе. Для объяснения этих фактов Аррениус предложил теорию электролитической дис-социации.

Под электролитической диссоциацией понимается распад моле-кул электролита в растворе с образованием положительно и отрица-тельно заряженных ионов - катионов и анионов. Например, моле-кула уксусной кислоты так диссоциирует в водном растворе:

СН 3 СООН СН 3 СОО - + Н +

Процесс диссоциации во всех случаях является обратимым, по-этому при написании уравнений реакции диссоциации применяется знак обратимости . Различные электролиты диссоциируют на ио-ны в различной степени. Полнота распада зависит от природы элек-тролита, его концентрации, природы растворителя, температуры.

Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации. Кон-станта диссоциации. Степенью диссоциации α называют - отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n) к общему числу растворенных молекул (n 0).

α = (n/n 0) ?100

Степень диссоциации может изменяться от 0 до 1, от отсутствия диссоциации до полной диссоциации. В зависимости от величины степени диссоциации различают слабые и сильные электролиты. К слабым электролитам относят ве-щества, у которых степень диссоциации в 0,1 М растворах меньше 3%; если степень диссоциации в 0,1 М растворе превышает 30%, то такой электролит называют сильным. Электролиты, степень диссо-циации которых лежит в пределах от 3% до 30%, называются элек-тролитами средней силы.

К сильным электролитам относятся большинство солей, некоторые кислоты - НСl, НВr, НI, НNО 3 , НСlO 4 , Н 2 SO 4 и ос-нования щелочных и щелочноземельных металлов - щелочи LiОН, NаОН, КОН, RbОН, СsОН, Са(ОН) 2 , Sr(ОН) 2 , Ва(ОН) 2 .


Уравнение реакции диссоциации электролита АК на катионы К + и анионы А - можно в общем виде представить сле-дующим образом:

КА К + + А -

и степень диссоциации α в данном случае можно выразить отноше-нием молярной концентрации образовавшихся ионов [К + ] или [А - ] к первоначальной молярной концентрации электролита [АК] о, т.е.

С увеличением концентрации раствора степень диссо-циации электролита уменьшается.

Многоосновные кислоты и основания диссоциируют ступенчато - вначале от молекулы отщепляется один из ионов, затем другой и т.д. Каждая ступень диссоциации характеризуется своим значением константы диссоциации.

I ступень: Н 2 SO 4 → Н + + НSO 4 -

II ступень: НSO 4 - Н + + SO 4 2-

Общее уравнение: Н 2 SO 4 2Н + + SO 4 2-

Процесс электролитической диссоциации характеризуют константой диссоциации (К) . Так, для реакции КА К + + А - константа диссоциации:

К = [К + ]? [ А - ]/[КА]

Между константой и степенью электролитической диссоциации существует количественная связь. В приведенном примере общую концентрацию растворенного вещества обозначим с , а степень диссоциации α . Тогда [К + ] = [А - ] = α?с и соответственно концентрация недиссоциированных частиц [КА] = (1 - α )с .

Подставив значения в выражение для константы диссоциации, получим соотношение

Поскольку молярная концентрация равна C = 1/V, то

Данные уравнения является математическим выражением закона разведения Оствальда : константа диссоциации электролита не зависит от разведения раствора .

Ионное произведение воды. рН раствора. Значение константы диссоциации воды К Н2О = 1·10 -14 . Данную константу для воды называ-ют ионным произведением воды, которое зависит только от темпера-туры.

Согласно реакции Н 2 О Н + + ОН - , при диссоциации воды на каждый ион Н + образуется один ион ОН - , следовательно, в чистой воде концен-трации этих ионов одинаковы: [Н + ] = [ОН - ] = 10 -7 .

рН = -lg[Н + ]

Водные растворы имеют значение рН в интервале от 1 до 14. По соотношению концентраций этих ионов различают три типа сред: нейтральную, кислую и щелочную.

Нейтральная среда - среда, в которой концентрации ионов [Н + ] = [ОН - ] = 10 -7 моль/л (рН = 7).

Кислая среда - среда, в которой концентрация ионов [Н + ] больше концентрации ионов [ОН - ], т.е. [Н + ] > 10 -7 моль/л (рН < 7).

Щелочная среда - среда, в которой концентрация ионов [Н + ] меньше концентрации ионов [ОН - ], т.е. [Н + ] < 10 -7 моль/л (рН > 7).

Качественно реакцию среды и рН водных растворов электролитов определяют при помощи индикаторов и рН-метра.

Например, если концентрация ионов = 10 -4 моль/л, то рН = - lg10 -4 = 4 и среда раствора кислая, а если концентрация ионов [ОН - ] = 10 -4 моль/л, то [Н + ] = К (Н 2 O) - [ОН - ] = 10 -14 - 10 -4 = 10 -10 , а рН = - lg10 -10 = 10 и среда раствора щелочная.

Произведение растворимости. Растворение твердого вещест-ва в воде прекращается тогда, когда образуется насыщенный рас-твор, т.е. устанавливается равновесие между твердым веществом и частицами того же вещества, находящимися в растворе. Так, на-пример, в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие:

AgCl тв Ag + водн + Сl - водн

В насыщенном растворе электролита произве-дение концентраций его ионов есть величина постоянная при дан-ной температуре и эта величина количественно характеризует спо-собность электролита растворяться, называется она произведением растворимости (ПР).

ПР(АgCl) = [Аg + ]

Произведение растворимости - это постоянная величина, равная произведению концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе . В общем случае для малорастворимого электролита состава A m B n можно записать: A m B n ↔ mA + nB

ПР AmBn = [A] m ? [B] n

Зная величины произведений растворимости, можно решать во-просы, связанные с образованием или растворением осадков при химических реакциях, что особенно важно для аналитической хи-мии.

Самопроизвольный частичный или полный распад растворенных электролитов (см.) на ионы называется электролитической диссоциацией. Термин «ионы» введен английским физиком М. Фарадеем (1833). Теория электролитической диссоциации была сформулирована шведским ученым С. Аррениусом (1887) для объяснения свойств водных растворов электролитов. В дальнейшем она развивалась многими учеными на основе учения о строении атома и химической связи. Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям:

1. Электролиты при растворении в воде диссоциируют (распадаются) на ионы - положительно и отрицательно заряженные. («Ион» в переводе с греческого означает «странствующий». В растворе ионы беспорядочно движутся в различных направлениях.)

2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные движутся к катоду, отрицательно заряженные- к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые - анионами. Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженных электродами.

3. Диссоциация - обратимый процесс. Это означает, что наступает такое состояние равновесия, при котором сколько молекул распадается на ионы (диссоциация), столько их вновь образуется из ионов (ассоциация).

Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости.

Например:

где КА - молекула электролита, - катион, А - анион.

Учение о химической связи помогает ответить на вопрос, почему электролиты диссоциируют на ионы. Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью, так как они уже состоят из ионов (см. Химическая связь). При их растворении диполи воды ориентируются вокруг положительного и отрицательного ионов. Между ионами и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В результате связь между ионами ослабевает, происходит переход ионов из кристалла в раствор. Аналогично диссоциируют и электролиты, молекулы которых образованы по типу ковалентной полярной связи. Диссоциация полярных молекул может быть полной или частичной - всё зависит от степени полярности связей. В обоих случаях (при диссоциации соединений с ионной и полярной связью) образуются гидратированные ионы, т. е. ионы, химически связанные с молекулами воды (см. рис. на с. 295).

Основоположником такого взгляда на электролитическую диссоциацию был почетный академик И. А. Каблуков. В отличие от теории Аррениуса, не учитывавшей взаимодействия растворенного вещества с растворителем, И. А. Каблуков к объяснению электролитической диссоциации применил химическую теорию растворов Д. И. Менделеева. Он показал, что при растворении происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы. И. А. Каблуков полагал, что в водном растворе содержатся только гидратированные ионы. В настоящее время это представление общепринято. Итак, гидратация ионов - основная причина диссоциации. В других, неводных растворах электролитов химическая связь между частицами (молекулами, ионами) растворенного вещества и частицами растворителя называется сольватацией.

Гидратированные ионы имеют как постоянное, так и переменное число молекул воды. Гидрат постоянного состава образует ионы водорода , удерживающие одну молекулу это гидратированный протон . В научной литературе его принято изображать формулой и называть ионом гидроксония.

Поскольку электролитическая диссоциация - процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с их ионами присутствуют и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации (обозначается греческой буквой а). Степень диссоциации - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, п к общему числу растворенных молекул :

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если а то диссоциация отсутствует, а если или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Различные электролиты имеют различную степень диссоциации. С разбавлением раствора она увеличивается, а при добавлении одноименных ионов (одинаковых с ионами электролита) - уменьшается.

Однако для характеристики способности электролита диссоциировать на ионы степень диссоциации не очень удобная величина, так как она, зависит от концентрации электролита. Более общей характеристикой является константа диссоциации К. Ее легко вывести, применив закон действия масс к равновесию диссоциации электролита :

где КА - равновесная концентрация электролита, и - равновесные концентрации его ионов (см. Равновесие химическое). К от концентрации не зависит. Она зависит от природы электролита, растворителя и температуры.

Для слабых электролитов чем больше К (константа диссоциации), тем сильнее электролит, тем больше ионов в растворе.

Сильные электролиты констант диссоциации не имеют. Формально их можно вычислить, но они не будут постоянными при изменении концентрации.

Многоосновные кислоты диссоциируют по ступеням, а значит, такие кислоты будут иметь несколько констант диссоциации - для каждой ступени свою. Например:

Первая ступень:

Вторая ступень:

Третья ступень:

Всегда , т. е. многоосновная кислота при диссоциации по первой ступени ведет себя как более сильная кислота, чем по второй или третьей.

Ступенчатой диссоциации подвергаются и многокислотные основания. Например:

Кислые и основные соли также диссоциируют ступенчато. Например:

При этом по первой ступени соль полностью распадается на ионы, что обусловлено ионным характером связи между и ; и диссоциация по второй ступени незначительная, так как заряженные частицы (ионы) дальнейшей диссоциации подвергаются как очень слабые электролиты.

С точки зрения теории электролитической диссоциации даются определения и описываются свойства таких классов химических соединений, как кислоты, основания, соли.

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода. Например:

Все общие характерные свойства кислот - кислый вкус, изменение цвета индикаторов, взаимодействие с основаниями, основными оксидами, солями - обусловлены присутствием ионов водорода , точнее .

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

Согласно теории электролитической диссоциации все общие щелочные свойства растворов - мылкость на ощупь, изменение цвета индикаторов, взаимодействие с кислотами, ангидридами кислот, солями - обусловлены присутствием гидроксид-ионов .

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

Поскольку все реакции в водных растворах электролитов представляют собой взаимодействие ионов, уравнения этих реакций можно составлять в ионной форме.

Значение теории электролитической диссоциации состоит в том, что она объяснила многочисленные явления и процессы, протекающие в водных растворах электролитов. Однако она не объясняет процессов, протекающих в неводных растворах. Так, если хлорид аммония в водном растворе ведет себя как соль (диссоциирует на ионы и ), то в жидком аммиаке проявляет свойства кислоты - растворяет металлы с выделением водорода. Как основание ведет себя азотная кислота, растворенная в жидком фтороводороде или в безводной серной кислоте.

Все эти факторы противоречат теории электролитической диссоциации. Их объясняет протолити-ческая теория кислог и оснований.

Сам термин «диссоциация» означает распад молекул на несколько более простых частиц. В химии помимо электролитической диссоциации различают термическую диссоциацию. Это обратимая реакция, происходящая при повышении температуры. Например, термическая диссоциация водяного пара:

карбоната кальция:

молекул иода:

Равновесие термической диссоциации подчиняется закону действия масс.

При диссоциации кислот роль катионов играют ионы водорода (H +), других катионов при диссоциации кислот не образуется:

HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -

Именно ионы водорода придают кислотам их характерные свойства: кислый вкус, окрашивание индикатора в красный цвет и проч.

Отрицательные ионы (анионы), отщепляемые от молекулы кислоты, составляеют кислотный остаток .

Одной из характеристик диссоциации кислот является их оснОвность - число ионов водорода, содержащихся в молекуле кислоты, которые могут образоываваться при диссоциации:

  • одноосновные кислоты: HCl, HF, HNO 3 ;
  • двухосновные кислоты: H 2 SO 4 , H 2 CO 3 ;
  • трехосновные кислоты: H 3 PO 4 .

Процесс отщепления катионов водорода в многоосновных кислотах происходит ступенчато: сначала отщепляется один ион водорода, затем другой (третий).

Ступенчатая диссоциация двухосновной кислоты:

H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - HSO 4 - ↔ H + + HSO 4 2-

Ступенчатая диссоциация трехосновной кислоты:

H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3-

При диссоциации многоосновных кислот самая высокая степень диссоциации приходится на первую ступень. Например, при диссоциации фосфорной кислоты степень диссоциации первой ступени равняется 27%; второй - 0,15%; третьей - 0,005%.

Диссоциация оснований

При диссоциации оснований роль анионов играют гидроксид-ионы (ОH -), других анионов при диссоциации оснований не образуется:

NaOH ↔ Na + + OH -

Кислотность основания определяется кол-вом гидроксид-ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы основания:

  • однокислотные основания - KOH, NaOH;
  • двухкислотные основания - Ca(OH) 2 ;
  • трехкислотные основания - Al(OH) 3 .

Многокислотные основания диссоциируют, по аналогии с кислотами, также ступенчато - на каждом этапе отщепляется по одному гидроксид-иону:

Некоторые вещества, в зависимости от условий, могут выступать, как в роли кислот (диссоциировать с отщеплением катионов водорода), так и в роли оснований (диссоциировать с отщеплением гидроксид-ионов). Такие вещества называются амфотерными (см. Кислотно-основные реакции).

Диссоциация Zn(OH) 2 , как основания:

Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH - ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -

Диссоциация Zn(OH) 2 , как кислоты:

Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2H + + 2-

Диссоциация солей

Соли диссоциируют в воде на анионы кислотных остатков и катионы металлов (или других соединений).

Классификация диссоциации солей:

  • Нормальные (средние) соли получаются полным одновременным замещением всех атомов водорода в кислоте на атомы металла - это сильные электролиты, полностью диссоциируют в воде с образованием катоинов металла и однокислотного остатка: NaNO 3 , Fe 2 (SO 4) 3 , K 3 PO 4 .
  • Кислые соли содержат в своем составе кроме атомов металла и кислотного остатка, еще один (несколько) атомов водорода - диссоциируют ступенчато с образованием катионов металла, анионов кислотного остатка и катиона водорода: NaHCO 3 , KH 2 PO 4 , NaH 2 PO 4 .
  • Основные соли содержат в своем составе кроме атомов металла и кислотного остатка, еще одну (несколько) гидроксильных групп - диссоциируют с образованием катионов металла, анионов кислотного остатка и гидроксид-иона: (CuOH) 2 CO 3 , Mg(OH)Cl.
  • Двойные соли получаются одновременным замещением атомов водорода в кислоте на атомы различных металлов: KAl(SO 4) 2 .
  • Смешанные соли диссоциируют на катионы металла и анионы нескольких кислотных остатков: CaClBr.
Диссоциация нормальной соли: K 3 PO 4 ↔ 3K + + PO 4 3- Диссоциация кислой соли: NaHCO 3 ↔ Na + + HCO 3 - HCO 3 - ↔ H+ + CO 3 2- Диссоциация основной соли: Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH) + + Cl - Mg(OH) + ↔ Mg 2+ + OH - Диссоциация двойной соли: KAl(SO 4) 2 ↔ K + + Al 3+ + 2SO 4 2- Диссоциация смешанной соли: CaClBr ↔ Ca 2+ + Cl - + Br -

Электролиты и неэлектролиты

Из уроков физики известно, что растворы од­них веществ способны проводить электрический ток, а других - нет.

Вещества, растворы которых проводят электрический ток, называются электролитами .

Вещества, растворы кото­рых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами . Например растворы сахара, спирта, глюкозы и некоторых других веществ не проводят элек­трический ток.

Электролитические диссоциация и ассоциация

Почему же растворы элек­тролитов проводят электри­ческий ток?

Шведский ученый С. Ар­рениус, изучая электропро­водность различных веществ, пришел в 1877 г. к выводу, что причиной электропровод­ности является наличие в растворе ионов , которые образуются при растворении электролита в воде.

Процесс распада электролита на ионы называ­ется электролитической диссоциацией .

С. Аррениус, который придерживался физиче­ской теории растворов, не учитывал взаимодей­ствия электролита с водой и считал, что в раство­рах находятся свободные ионы. В отличие от него русские химики И. А. Каблуков и В. А. Кистяков- ский применили к объяснению электролитической диссоциации химическую теорию Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита про­исходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы . Они считали, что в растворах находятся не свободные, не «голые» ионы, а гидратированные, т. е. «одетые в шубку» из молекул воды.

Молекулы воды представляют собой диполи (два полюса), так как атомы водорода расположены под углом 104,5°, благодаря чему молекула имеет угло­вую форму. Молекула воды схематически представ­лена ниже.

Как правило, легче всего диссоциируют веще­ства с ионной связью и, соответственно, с ионной кристаллической решеткой, так как они уже состо­ят из готовых ионов. При их растворении диполи во­ды ориентируются противоположно заряженными концами вокруг положительных и отрицательных ионов электролита.

Между ионами электролита и диполями воды возникают силы взаимного притяжения . В ре­зультате связь между ионами ослабевает, и про­исходит переход ионов из кристалла в раствор. Очевидно, что последовательность про­цессов, происходящих при диссоциации веществ с ионной связью (солей и щелочей), будет такой:

1) ориентация молекул (диполей) воды около ио­нов кристалла;

2) гидратация (взаимодействие) молекул воды с ионами поверхностного слоя кристалла;

3) диссоциация (распад) кристалла электролита на гидратированные ионы.

Упрощенно происходящие процессы можно от­разить с помощью следующего уравнения:

Аналогично диссоциируют и электролиты, в мо­лекулах которых ковалентная связь (например, мо­лекулы хлороводорода HCl, смотри ниже); только в этом случае под влиянием диполей воды происходит превращение ковалентной полярной связи в ион­ную; последовательность процессов, происходящих при этом, будет такой:

1) ориентация молекул воды вокруг полюсов моле­кул электролита;

2) гидратация (взаимодействие) молекул воды с молекулами электролита;

3) ионизация молекул электролита (превращение ковалентной полярной связи в ионную);

4) диссоциация (распад) молекул электролита на гидратированные ионы.


Упрощенно процесс диссоциации соляной кис­лоты можно отразить с помощью следующего урав­нения:

Следует учитывать, что в растворах электро­литов хаотически движущиеся гидратированные ионы могут столкнуться и вновь объединиться между собой. Этот обратный процесс называется ассоциацией. Ассоциация в растворах происходит параллельно с диссоциацией, поэтому в уравнени­ях реакций ставят знак обратимости.


Свойства гидратированных ионов отличаются от свойств негидратированных. Например, негидрати­рованный ион меди Cu 2+ - белый в безводных кри­сталлах сульфата меди (II) и имеет голубой цвет, когда гидратирован, т. е. связан с молекулами во­ды Cu 2+ nH 2 O. Гидратированные ионы имеют как постоянное, так и переменное число молекул воды.

Степень электролитической диссоциации

В растворах электролитов наряду с ионами при­сутствуют и молекулы. Поэтому растворы электро­литов характеризуются степенью диссоциации , ко­торая обозначается греческой буквой а («альфа»).

Это отношение числа частиц, распавшихся на ионы (N g), к общему числу растворенных частиц (N p).

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях или про­центах. Если а = 0, то диссоциация отсутствует, а если а = 1, или 100 %, то электролит полностью распадается на ионы. Различные электролиты име­ют различную степень диссоциации, т. е. степень диссоциации зависит от природы электролита. Она также зависит и от концентрации: с разбавлением раствора степень диссоциации увеличивается.

По степени электролитической диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые.

Сильные электролиты - это электролиты, кото­рые при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы. У таких электролитов зна­чение степени диссоциации стремится к единице.

К сильным электролитам относятся:

1) все растворимые соли;

2) сильные кислоты, например: H 2 SO 4 , HCl, HNO 3 ;

3) все щелочи, например: NaOH, KOH.

Слабые электролиты - это такие электроли­ты, которые при растворении в воде почти не дис­социируют на ионы. У таких электролитов значе­ние степени диссоциации стремится к нулю.

К слабым электролитам относятся:

1) слабые кислоты - H 2 S, H 2 CO 3 , HNO 2 ;

2) водный раствор аммиака NH 3 H 2 O;

4) некоторые соли.

Константа диссоциации

В растворах слабых электролитов вследствие их неполной диссоциации устанавливается динамичес­кое равновесие между недиссоциированными моле­кулами и ионами . Например, для уксусной кислоты:

Можно применить к этому равновесию закон действующих масс и записать выражение констан­ты равновесия:

Константу равновесия, характеризующую про­цесс диссоциации слабого электролита, называют константой диссоциации .

Константа диссоциации характеризует способ­ность электролита (кислоты, основания, воды) диссо­циировать на ионы . Чем больше константа, тем лег­че электролит распадается на ионы, следовательно, тем он сильнее. Значения констант диссоциации для слабых электролитов приводятся в справочниках.

Основные положения теории электролитической диссоциации

1. При растворении в воде электролиты диссо­циируют (распадаются) на положительные и отри­цательные ионы.

Ионы - это одна из форм существования хими­ческого элемента. Например, атомы металла натрия Na 0 энергично взаимодейству­ют с водой, образуя при этом щелочь (NaOH) и водород Н 2 , в то время как ионы натрия Na + таких продуктов не обра­зуют. Хлор Cl 2 имеет желто­зеленый цвет и резкий запах, ядовит, а ионы хлора Cl — бесцветны, не ядовиты, лишены запаха.

Ионы - это положительно или отрицательно заряженные частицы, в которые превращаются атомы или группы атомов одного или нескольких химических элементов в результате отдачи или присоединения электронов.

В растворах ионы беспорядочно передвигаются в различных направлениях.

По составу ионы делятся на простые - Cl — , Na + и сложные - NH 4 + , SO 2 — .

2. Причиной диссоциации электролита в вод­ных растворах является его гидратация, т. е. взаи­модействие электролита с молекулами воды и раз­рыв химической связи в нем.

В результате такого взаимодействия образуются гидратированные, т. е. связанные с молекулами во­ды, ионы. Следовательно, по наличию водной обо­лочки ионы делятся на гидратированные (в раствоpax и кристаллогидратах) и негидратированные (в безводных солях).

3. Под действием электрического тока положитель­но заряженные ионы движутся к отрицательному по­люсу источника тока - катоду и поэтому называют­ся катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся к положительному полюсу ис­точника тока - аноду и по­этому называются анионами.

Следовательно, существу­ет еще одна классификация ионов - по знаку их заряда .

Сумма зарядов катионов (Н + , Na + , NH 4 + , Cu 2+) равна сумме зарядов анионов (Cl — , OH — , SO 4 2-), вследствие че­го растворы электролитов (HCl, (NH 4) 2 SO 4 , NaOH, CuSO 4) остаются электронейтральными.

4. Электролитическая диссоциация - процесс обратимый для слабых электролитов.

Наряду с процессом диссоциации (распад элек­тролита на ионы) протекает и обратный процесс - ассоциация (соединение ионов). Поэтому в уравне­ниях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости, например:

5. Не все электролиты в одинаковой мере диссо­циируют на ионы.

Зависит от природы элек­тролита и его концентрации. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.

Свойства растворов слабых электролитов об­условлены молекулами и ионами, образовавшими­ся в процессе диссоциации, которые находятся в динамическом равновесии друг с другом.

Запах уксусной кислоты обусловлен наличием молекул CH 3 COOH, кислый вкус и изменение окра­ски индикаторов связаны с наличием в растворе ионов H + .

Свойства растворов сильных электролитов опре­деляются свойствами ионов, которые образуются при их диссоциации.

Например, общие свойства кислот, такие как кислый вкус, изменение окраски индикаторов и др., обусловлены наличи­ем в их растворах катионов водорода (точнее, ионов оксония H 3 O +). Общие свойства щелочей, такие как мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов и др. связаны с присутствием в их рас­творах гидроксид-ионов OH — , а свойства солей - с распадом их в растворе на катионы металла (или аммония) и анионы кислотных остатков.

Согласно теории электролитической диссоциа­ции все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами . Этим обуслов­лена высокая скорость многих химических реак­ций в растворах электролитов.

Реакции, протекающие между ионами, называ­ют ионными реакциями , а уравнения этих реак­ций - ионными уравнениями .

Реакции ионного обмена в водных растворах мо­гут протекать:

1. Необратимо , до конца.

2. Обратимо , то есть протекать одновременно в двух противоположных направлениях. Реакции обмена между сильными электролита­ми в растворах протекают до конца или практи­чески необратимы, когда ионы, соединяясь друг с другом, образуют вещества:

а) нерастворимые;

б) малодиссоциирующие (слабые электролиты);

в) газообразные.

Приведем несколько примеров молекулярных и сокращенных ионных уравнений:

Реакция необратима , т. к. один из ее про­дуктов - нерастворимое вещество.

Реакция нейтрализации необратима , т. к. об­разуется малодиссоциирующее вещество - вода.

Реакция необратима , т. к. образуется газ CO 2 и малодиссоциирующее вещество - вода.

Если среди исходных веществ и среди продуктов реакции имеются слабые электролиты или мало­растворимые вещества, то такие реакции являются обратимыми, т. е. до конца не протекают.

В обратимых реакциях равновесие смещается в сторону образования наименее растворимых или наименее диссоциированных веществ.

Например:

Равновесие смещается в сторону образования более слабого электролита - H 2 O. Однако до конца такая реакция протекать не будет: в растворе оста­ются недиссоциированные молекулы уксусной кис­лоты и гидроксид-ионы.

Если исходные вещества - сильные электро­литы, которые при взаимодействии не образуют нерастворимых или малодиссоциирующих веществ или газов, то такие реакции не протекают: при сме­шивании растворов образуется смесь ионов.

Справочный материал для прохождения тестирования:

Таблица Менделеева

Таблица растворимости

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 3

ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Цель работы : изучение химических свойств сильных и слабых электролитов.

Задачи работы : установить смещение ионного равновесия в растворах слабых электролитов; научиться составлять ионно-молекулярные реакции обмена в растворах электролитов.

Реактивы : CH 3 COONa (тв.) , NaCl (тв.) , растворы: HCl (0,1 М), CH 3 COOH (0,1 М), H 2 SO 4 , Pb(NO 3) 2 , K 2 CrO 4 , BaCl 2 , Na 2 SO 4 , CuSO 4 , NiSO 4 , Na 2 CO 3 , NH 4 Cl, NaOH (конц.) , метиловый оранжевый; дополнительно: NH 4 OH (разб.) , NH 4 OH (конц.) .

Оборудование: пробирки, пипетки.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Неорганические вещества, растворы которых проводят электрический ток, называют электролитами. Растворы многих органических веществ (сахар, спирты) не проводят электрический ток и являются неэлектролитами.

Термин «электролиты» ввел Фарадей, который считал, что проводимость растворов обусловлена распадом веществ в электрическом поле (в переводе с греческого электролит означает «разлагаемый электричеством»). Однако, в конце XIX в. С. А. Аррениус на основании свойств растворов ∆Т зам , ∆Т кип , P осм (законы Рауля, Вант-Гоффа) показал, что распад происходит вне поля – на стадии растворения веществ. Аррениус является автором основ теории электролитической диссоциации.

Современная теория растворов (в ее разработке участвовали И. А. Каблуков, Д. И. Менделеев) основывается на решающей роли растворителя (полярных молекул воды) в диссоциации. Процесс появления гидратированных ионов в водных растворах называется электролитической диссоциацией .

Электролиты – это вещества, которые диссоциируют (распадаются) на ионы. Ионы в растворах не свободны, а образуют с водой непрочные соединения – гидраты. К электролитам относятся кислоты, основания, соли и комплексные соединения.

Чтобы объяснить различия свойств (электропроводность и другие) у электролитов и неэлектролитов Аррениус ввел понятия степени диссоциации и силы электролитов. Степень диссоциации электролита α – это доля молекул, распадающихся на ионы. По величине степени диссоциацииэлектролиты делятся на сильные и слабые (иногда выделяют электролиты средней силы).

Сильные электролиты (α ≈ 1 или 100 %) в растворах практически полностью диссоциируют на ионы. Растворы состоят только из ионов (точнее гидратов ионов). Этот процесс необратим. К сильным электролитам относятся:

Кислоты: HCl, HBr, HI, HNO 3 , HClO 3 , HClO 4 , H 2 Cr 2 O 7 , HMnO 4 , H 2 SO 4 ;

Основания (щелочи): LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH) 2 , Ba(OH) 2 , Sr(OH) 2 ;

Соли: почти все;

Комплексные соединения (большинство): K 3 , SO 4 , Na 2 и др.

Слабые электролиты (α < 0,3 или 30 %) диссоциируют на ионы незначительно и обратимо, к ним применим закон действующих масс. Их растворы состоят преимущественно из молекул. К слабым электролитам относятся многие неорганические и все органические кислоты, раствор аммиака, малорастворимые основания. Величина α слабых электролитов зависит от их концентрации: с разбавлением степень диссоциации увеличивается. Ее рассчитывают по закону разбавления Оствальда:

где К д – константа диссоциации слабого электролита (справочная величина);

C – молярная концентрация вещества, моль/л.

Расчеты точны только в разбавленных растворах при С < 0,1 моль/л. При больших концентрациях величину С заменяют активностью а :

a = f · С , (2)

где f – коэффициент активности (f < 1 – справочная величина).

Причина в том, что с увеличением концентрации в растворах начинает проявляться сильное ион – ионное взаимодействие: кулоновское взаимодействие катионов и анионов между собой. Например, в 0,1 М растворе fcndjhtраствореNaCl f = 0,78, а в 1 М растворе NaCl f = 0,66; в 0,001 М растворе CaCl 2 f = 0,84, а в 1 М растворе CaCl 2 f = 0,5.

Примеры диссоциации веществ без учета гидратации (в упрощенной форме)

Диссоциация кислот

Сильные кислоты сразу полностью диссоциируют на ионы

HClO 4 → H + + ClO 4 – (α ≈ 100 %).

Состав раствора: ионы H + и ClO 4 – .

Слабые кислоты диссоциируют на ионы обратимо

HClO ↔ H + + ClO – (α 0,1 М раствора = 0,05 %),

Состав раствора: молекулы HClO (> 99 %) и ионы H + , ClO – .

Слабые многоосновные кислоты диссоциируют на ионы обратимо и ступенчато

H 2 S ↔ H + + HS – (1 ступень диссоциации, α0,1 М раствора = 0,07 %),

HS – ↔ H + + S 2 – (2 ступень диссоциации, α << 1).

Состав раствора: молекулы H 2 S (> 99 %), немного ионов H + и HS – и крайне мало S 2 – .

Диссоциация оснований

Сильные основания сразу полностью диссоциируют на ионы

Ba(OH) 2 → Ba 2+ + 2OH – (α ≈ 100 %).

Состав раствора: ионы Ba 2+ и OH – .

Слабые основания диссоциируют на ионы обратимо (многокислотные основания диссоциируют ступенчато)

NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH – (α0,1 М раствора = 1,3 %).

Состав раствора: преимущественно молекулы NH 4 OH и частично ионы NH 4 + и OH – .

Диссоциация солей

Средние соли сразу полностью диссоциируют на ионы:

Na 2 S → 2Na + + S 2 – (α ≈ 100 %).

Состав раствора: ионы Na + и S 2 - .

Кислые и основные соли диссоциируют на ионы по первой ступени как сильные электролиты – необратимо, а по второй и третьей ступеням как слабые электролиты – обратимо

NaHS → Na + + HS – (1 ступень диссоциации, α ≈ 100 %),

CuOНNO 3 → CuOH + + NO 3 – (1 ступень диссоциации, α ≈ 100 %).

Второй ступенью диссоциации можно пренебречь (α << 1).

| следующая лекция ==>
Методика проведения эксперимента и обработка результатов |