Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сила электролитов

 

Согласно теории электролитической диссоциации соли, кислоты, гидроксиды, растворяясь в воде, полностью или частично распадаются на самостоятельные частицы – ионы.

Процесс распада молекул веществ на ионы под действием полярных молекул растворителя называют электролитической диссоциацией. Вещества, диссоциирующие на ионы в растворах, называют электролитами. В результате раствор приобретает способность проводить электрический ток, т.к. в нем появляются подвижные носители электрического заряда. Согласно этой теории, при растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называют катионами; к ним относятся, например, ионы водорода и металлов. Отрицательно заряженные ионы называются анионами; к ним принадлежат ионы кислотных остатков и гидроксид-ионы.

Для количественной характеристики процесса диссоциации введено понятие степени диссоциации. Степенью диссоциации электролита (α) называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы (n), к общему числу его молекул в растворе (N), или

α =

 

Степень электролитической диссоциации принято выражать либо в долях единицы, либо в процентах.

Электролиты со степенью диссоциации больше 0,3 (30%) обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 0,03 (3%) до 0,3 (30%)—средними, менее 0,03 (3%)—слабыми электролитами. Так, для 0,1 н раствора CH₃COOH α = 0,013 (или 1,3 %). Следовательно, уксусная кислота является слабым электролитом. Степень диссоциации показывает, какая часть растворенных молекул вещества распалась на ионы. Степень электролитической диссоциации электролита в водных растворах зависит от природа электролита, его концентрации и температуры.

Процесс электролитической диссоциации изображают, пользуясь химическими уравнениями. Например, диссоциация НСl выразится уравнением

HCl H⁺ + Cl^– .

Основания диссоциируют с образованием катионов металла и гидроксид-ионов. Например, диссоциация КОН выразится уравнением

КОН К⁺ + ОН^–.

Многоосновные слабые кислоты диссоциируют ступенчато:

H₃PO₄ H⁺ + H₂PO₄^– (первая ступень)

H₂PO₄^– H⁺ + HPO₄^2– (вторая ступень)

HPO₄^2– H⁺ + PO₄^3– (третья ступень).

Средние соли, растворимые в воде, диссоциируют с образованием положительно заряженных ионов металла и отрицательно заряженных ионов кислотного остатка

Ca(NO₃)₂ Ca²⁺ + 2NO₃^–

Al₂(SO₄)₃ 2Al³⁺ +3SO₄^2–.

Кислые соли – электролиты, содержащие в анионе водород, способный отщепляться в виде иона Н⁺. Кислые соли рассматривают как продукт, получающийся из многоосновных кислот, в которых не все атомы водорода замещены на металл. Диссоциация кислых солей происходит по ступеням, например

KHCO₃ K⁺ + HCO₃^– (первая ступень)

HCO₃^– H⁺ + CO₃^2– (вторая ступень).

Однако степень электролитической диссоциации по второй ступени очень мала, поэтому раствор кислой соли содержит лишь незначительное число ионов водорода.

Основные соли – электролиты, содержащие в катионе одну или несколько гидроксо-групп OH^–. Основные соли характерны для многовалентных металлов. Основные соли диссоциируют с образованием основных и кислотных остатков. Например

FeOHCl₂ FeOH²⁺ + 2Cl^–

(ZnOH)₂SO₄ 2ZnOH⁺ + SO₄^2–.

По своей природе электролиты можно условно разделить на две большие группы: сильные и слабые. Сильные электролиты диссоциируют практически полностью (α =1).