1. Электролитическая диссоциация

По способности проводить электрический ток в водном растворе или расплаве вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.

Электролитами называются вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся соли, кислоты, основания. В молекулах этих веществ имеются ионные или ковалентные сильно полярные химические связи.

Неэлектролитами называются вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток. К неэлектролитам относятся, например, кислород, водород, многие органические вещества (сахар и др.). В молекулах этих веществ существуют ковалентные неполярные или малополярные связи.

Электрическая проводимость растворов и расплавов электролитов обусловлена наличием в них положительно и отрицательно заряженных ионов, которые образуются из молекул или кристаллических веществ. Представления об образовании ионов в растворах электролитов утвердились в химии в первой половине XIX в. благодаря работам английского физика и химика М. Фарадея. Процесс распада электролитов на ионы в водных растворах и расплавах называется электролитической диссоциацией.

Теория электролитической диссоциации для водных растворов была сформулирована шведским ученым С. Аррениусом в 1887 г. Рассмотрим основные положения этой теории.

1. При растворении в воде молекулы электролитов диссоциируют (распадаются) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Ионы могут быть образованы из одного атома – простые ионы и нескольких атомов –сложные ионы. Примеры простых ионов: натрий-ионы Na⁺, медь(II)-ионы Cu²⁺, хлорид-ионы Cl^-, сульфид-ионы S^2-; примеры сложных ионов: сульфат-ионы SO₄^2-, перманганат-ионы MnO₄^-, аммоний-ионы NH₄⁺. Справа сверху от формулы иона указывается его заряд в относительных единицах (заряд электрона принимается за –1). В отличие от записи степени окисления при указании заряда иона сначала записывается число единиц заряда (число 1 обычно не пишется), а затем – знак заряда (плюс, минус), например: PO₄^3-, NO₃^-, Na⁺, Al³⁺.

2. Диссоциация – обратимый процесс. Как правило, он не протекает до конца, а в системе устанавливается динамическое равновесие, т. е. Такое состояние, при котором скорость диссоциации равна скорости обратного процесса – образования исходных молекул. Поэтому в уравнениях диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости (), например:

HCl  H⁺ + Cl^-

3. Ионы в водном растворе находятся в хаотическом движении. Если в раствор электролита опустить электроды и приложить к ним электрическое напряжение, то ионы приобретают направленное движение: положительные ионы перемещаются к катоду (отрицательному электроду), а отрицательные ионы – к аноду (положительному электроду). Вследствие этого ионы получили названия: положительные – катионы, отрицательные – анионы. Таким образом, в приведенном выше уравнении диссоциации молекулы HCl катионом является H⁺, а Cl^- - анион.

2. Сильные и слабые электролиты

В водных растворах тех или иных электролитов электролитическая диссоциация протекает с различной скоростью, причем одни из них диссоциации подвергаются почти полностью, а другие – только частично, поэтому у вторых в растворе находится еще часть молекул в недиссоциированной форме. Количественной характеристикой электролитической диссоциации является степень диссоциации, которая выражается в долях единицы или в процентах. Степень диссоциации показывает, какая доля молекул электролита распалась на ионы.

В зависимости от значения степени диссоциации все электролиты можно разделить на две группы: сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты – это такие электролиты, которые в водных растворах практически полностью диссоциируют на ионы. В водных растворах таких веществ степень диссоциации приближается или равняется 100 %. К сильным электролитам относятся:

• соли

• сильные кислоты (HClO₄, HClO₃, HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄ и др.)

• сильные основания (щелочи), LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)₂, Sr(OH)₂, Ca(OH)₂.

Благодаря тому, что сильные электролиты довольно легко распадаются на ионы, эти вещества быстро вступают в химические реакции по типу ионного обмена.

Слабые электролиты – это такие электролиты, которые в водных растворах диссоциируют только частично, и значительная часть молекул остается в растворе в недиссоциированной форме. Разумеется, степень диссоциации этих электролитов в растворе очень мала, поэтому в реакции ионного обмена они вступают медленно и в более жестких условиях. Примерами слабых электролитов являются:

• слабые кислоты (HClO₂, HClO, HF, H₂S, HNO₂, H₂SO₃, H₂CO₃, H₃PO₄, CH₃COOH, H₃BO₃, HCN и др.)

• слабые нерастворимые в воде основания (Fe(OH)₂, Fe(OH)₃, Al(OH)₃, Cu(OH)₂, CuOH, Ni(OH)₂ и др.)

• гидроксид аммония NH₄OH (NH₃.H₂O)

• вода Н₂О.