Вещества, которые практически полностью диссоциируют на ионы, относят к сильным электролитам.

Диссоциация электролитов

Электролитами называют вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.

Переносчиками тока в растворах электролитов являются ионы, которые образуются в результате диссоциации растворенного вещества.

Электролитической диссоциацией называют распад ионных или по­лярных соединений на ионы под действием полярных молекул раствори­теля.

По способности к диссоциации все вещества делятся на две группы: к одной относятся такие вещества, которые в растворе оказываются диссоциированы нацело или практически нацело; к другой группе относятся вещества, диссоциирующие частично.

Реакции обмена в растворах электролитов

 

Уравнения реакций обмена обычно записывают в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Молекулярная форма уравнения показывает, какие вещества можно выделить из раствора и рассчитать их количества. Ионно-молекулярная форма уравнения позволяет определить возможность превращения и его причины, которые сводятся к образованию малорастворимого либо малодиссоциированного соединения. Такие уравнения позволяют также предсказать принципиальную обратимость или необратимость взаимодействия.

В ионных уравнениях формулы веществ записывают в виде ионов или в виде молекул.

В виде ионов записывают формулы сильных электролитов.

В виде молекул записывают формулы воды, слабых электролитов, малорастворимых солей (↓), формулы газообразных веществ, формулы оксидов металлов и неметаллов.

 

1) AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃;

Ag⁺ + NO₃^- + Na⁺ + Cl^- → AgCl↓ + Na⁺ + NO₃^- ;

Ag⁺ + Cl^- → AgCl↓.

 

2) Na₂CO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂O + CO₂↑;

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

CO₃^2- + 2H⁺ → H₂O + CO₂↑.

 

3) NaOH + HCl → NaCl + H₂O;

Na⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^- → 2Na⁺ + Cl^- + H₂O;

H⁺ + OH^- → H₂O.

 

4) HgI₂ + 2KI → K₂[HgI₄];

HgI₂ + 2K⁺ + 2I^- → 2K⁺ + [HgI₄]^2-;

HgI₂ + 2I^- → [HgI₄]^2-.

 

 

Опыт № 3. Движение ионов в электрическом поле

На дно U-образной трубки поместите несколько кристалликов перманганата калия, завёрнутых в фильтровальную бумагу. Затем в трубку налейте 1% раствор нитрата калия так, чтобы электроды были погружены в раствор. В оба конца вставьте угольные электроды. Прибор готовят за 5-10 мин. до эксперимента. За это время перманганат успевает раствориться и окрашенный раствор займёт нижнюю часть трубки. Прибор подключают к источнику тока с напряжения 10-12 в. Через несколько минут окрашенные перманганат-ионы смещаются к аноду. Это замечается по перемещению малиновой окраски в ту часть жидкости, в то колено U-образной трубки, где находится анод.

Примечание: Успешное проведение опыта зависит от равномерного окрашивания нижней части раствора перед подведением напряжения к электродам, а также не следует увеличивать напряжение для более быстрого проведения опыта. Увеличение напряжения приводит к перемешиванию раствора и окрашенных слоёв.

Объясните наблюдаемое явление? Почему окрашенные перманганат-ионы смещаются к аноду? Напишите уравнение диссоциации перманганата натрия и процессов происходящих на электродах.

Диссоциация электролитов

Электролитами называют вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.

Переносчиками тока в растворах электролитов являются ионы, которые образуются в результате диссоциации растворенного вещества.

Электролитической диссоциацией называют распад ионных или по­лярных соединений на ионы под действием полярных молекул раствори­теля.

По способности к диссоциации все вещества делятся на две группы: к одной относятся такие вещества, которые в растворе оказываются диссоциированы нацело или практически нацело; к другой группе относятся вещества, диссоциирующие частично.

Вещества, которые практически полностью диссоциируют на ионы, относят к сильным электролитам.

 

KCl → К⁺ + Сl^-

Вещества, диссоциирующие в растворах не полностью, называются слабыми электролитами. В растворах слабых электролитов устанавлbвается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами:

 

НСN ↔ Н⁺ + СN^-

Это равновесие количественно характеризуется константой равно­весия, которая применительно к процессу диссоциации называется константой диссоциации:

 

.

Константа диссоциации электролита не зависит от концентрации раствора, но зависит от его температуры, а также от природы растворенного вещества и растворителя. Чем меньше значение константы, тем слабее электролит.

Таким образом, принципиальное отличие двух типов электролитов заключается в необратимости диссоциации сильных электролитов и обратимости диссоциации слабых электролитов.

Количественной характеристикой способности электролита распадаться на ионы является степень диссоциации – a. Степенью диссоциации электролита называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе. Степень диссоциации электролита в 0,1 н. растворе принимают в качестве критерия для отнесения электролита к группе сильных или слабых электролитов: для сильных электролитов a > 0,3, для слабых электролитов a ≤ 0,03.

Применительно к водным растворам сильными электролитами являются:

- cильные кислоты:

HCI, HBr, НJ, НNO₃, H₂SO₄, HCIO₄, HClO₃, HMnO₄, H₂SeO₄;

- cильные основания: гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов:

KОH, NаОН, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂, Sr(OH)₂;

- большинство растворимых солей. Исключения: Fe(SCN)₃, Mg(CN)₂, HgCl₂, Hg(CN)₂ и др.

 

К слабым электролитам относятся:

- слабые кислоты: H₂CO₃, H₂S, H₃BO₃, HCN, CH₃COOH, H₂SO₃, H₃PO_4, H₂SO₃, H₂SiO₃ и большинство органических веществ;

- cлабые основания и амфотерные гидроксиды металлов: Be(OH)₂, Mg(OH)₂, Fe(OH)₂, Zn(OH)₂, гидроксид аммония NH₄OH, а также органические основания – амины(CH₃NH₂) и амфолиты(H₃N⁺CH₂COO^-);

- очень слабым электролитом является вода (H₂O), a = 2·10^-9.

В случае электролита АХ, диссоциирующего на ионы А⁺ и Х^-, константа и степень диссоциации связаны соотношением (закон разбавления Оствальда):

 

,

С_м- молярная концентрация электролита, моль/л.

Если степень диссоциации значительно меньше единицы, то при приближенных вычислениях можно принять, что 1 - a 1. Тогда выражение закона разбавления упрощается:

К_дисс = a²С_М,

откуда

 

Последнее соотношение показывает, что при разбавлении раствора, т.е. при уменьшении концентрации электролита (С_М) степень диссоциации электролита возрастает.

Константа диссоциации не зависит от концентрации электролита и при постоянной температуре K _{д, с} = const, а степень диссоциации слабого электролита тем больше, чем ниже концентрация, то есть чем больше разбавлен раствор. При введении в равновесный раствор ионов Н⁺ или А^ произойдет сдвиг равновесия диссоциации влево в соответствии с принципом Ле-Шателье и установится новое равновесие с другими концентрациями [H⁺], [А^] и [HА]_недисс, но с той же K _{д, с} . Константа диссоциации будет меняться только при варьировании температуры. Так как диссоциация  эндотермический процесс, т.е. Δ Н _дисс>0, то константа диссоциации растет с увеличением температуры.