Классификация и некоторые особенности диссоциации электролитных растворов

С учетом степени ЭД электролиты классифицируют по 3 группам (см. Таблицу 1):

1. сильные

2. средней силы

3. слабые

Таблица 1

Классификация электролитов	Сильные электролиты	Средние электролиты	Слабые электролиты
Значение степени диссоциации (α)	α>30%	3%≤α≤30%	α<3%
Примеры	1. Растворимые соли; 2. Сильные кислоты (НСl, HBr, HI, НNО3, НClO4, Н2SO4(разб.)); 3. Сильные основания – щёлочи.	H3PO4 H2SO3	1. Почти все органические кислоты (CH3COOH, C2H5COOH и др.); 2. Некоторые неорганические кислоты (H2CO3, H2S и др.); 3. Почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH); 4. Вода.

Химический характер полученных в ходе ЭД подразделяет электролиты на 3 класса: кислоты, основания, соли.

1. Для кислот свойственно распадаться на катион H⁺ и анион кислотного остатка.

H₂SO₄ = H⁺ + HSO₄^-
HSO₄^- ⇆ H⁺ + SO₄^2-

Примечание.

а) Для многоосновных кислот отрыв иона H⁺ происходит ступенчато, причём самая высокая степень ионизации достигается на первой стадии

б) Именно из-за присутствия ионов H⁺ кислоты обладают кислым вкусом и происходит соответствующие окрашивание индикаторов.

2. Основания в ходе ЭД образуют анионы гидроксида (OH^-) и катион металла.

NaOH = Na⁺ + OH^-

Аналогично кислотам многокислотные основания отщепляют гидроксид-ионы ступенчато:

Zn(OH)₂ = ZnOH⁺ + OH^-
ZnOH⁺ ⇆ Zn²⁺ + OH^-

3. Соли в ходе диссоциации распадаются на кислотные остатки (анионы) и катионы металлов.

При этом возможны несколько вариантов этого процесса:

o С образованием нормальных (средних) солей. Происходит полное замещение всех атомов водорода в кислоте на атомы металла.

K₃PO₄ ⇆ 3K⁺ + PO₄^3-

o С образованием кислых солей. За счёт ступенчатой диссоциации в составе соли находится ещё несколько или один атом водорода.

NaHCO₃ ⇆ Na⁺ + HCO₃^-
HCO₃^-⇆ H⁺ + CO₃^2-

o С образованием основных солей. В этом случае они распадаются, образуя катионы металла, анионы кислотного остатка и гидроксид-ионы.

Mg(OH)Cl ⇆ Mg(OH)⁺ + Cl^-
Mg(OH)⁺ ⇆ Mg²⁺ + OH^-

Диссоциация также может вести к образованию двойных и смешанных солей.

Константа электролитической диссоциации

Наиболее общей характеристикой электролитов (прежде всего слабых) является константа диссоциации Кд.

В слабых электролитах из-за неполной их ионизации возникает равновесие между нераспавшимися молекулами и ионами. Одновременно идут процессы диссоциации и ассоциации (молекуляризации). К_д по сравнению со степенью диссоциации (α) более объективно характеризует способность электролита к ионизации.

С увеличением К_д растёт количество ионов, а значит сильнее становится электролит. Для слабых электролитов при данной температуре константа диссоциации постоянная величина, для сильных – переменная, зависимая от концентрации раствора.

К_д и αсвязаны формулой: К _д = (α ² ·c) / (1 – α), где c – молярная концентрация раствора.

Реакции ионного обмена

Согласно ТЭД взаимодействия в электролитных растворах есть реакции между ионами и получили название реакций ионного обмена (РИО). А уравнения, которые их описывают, - ионные уравнения.

РИО между сильными электролитами необратимы. Их продукты выходят из реакции или в виде нерастворимого осадка, или газообразными, или малодиссоциирующими электролитами. Такое условие необратимости ионообменных реакций сформулировано в 1803 г. французским химиком Бертолле.

Реакции в электролитах письменно оформляются в 3 видах: сначала в молекулярной форме, затем в полной ионной и сокращенной ионной.

Молекулярная форма уравнения	K2CO3 + H2SO4 = K2SO4 + CO2↑ + H2O
Полное ионное уравнение	2K^+ + CO3^2- + 2H^+ + SO4^2- = 2K^+ + SO4^2- + CO2↑ + H2O
Сокращённое ионное уравнение	CO3^2- + 2H^+ = CO2↑ + H2O

Значение электролитов

Без них невозможно существование живых организмов, в том числе человека. Все биохимические и физиологические процессы проходят при их непосредственном участии: транспортировка кислорода в крови, регулирование водно-солевого баланса, работа кишечника и сердца.

В технике электролиты участвуют в таких процессах как электролиз, электрокатализ, защита металлов от коррозии. В энергетике создаются новые топливные элементы, солнечные батареи, электрохимические преобразователи информации.

 

Реакции ионного обмена