5.2. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация

• Электролиты - это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относят все соли (средние, кислые, оснóвные), основания, кислоты, амфотерные гидроксиды.

Согласно теории электролитической диссоциации Аррениуса, в водных растворах электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы - катионы и анионы.

Для количественной характеристики силы электролита используют понятие степени электролитической диссоциации (). Степень диссоциации равна отношению числа продиссоциировавших молекул (n) к общему числу растворённых молекул (N):

.

По степени диссоциации электролиты условно делят на сильные и слабые. Принято считать сильными электролиты, для которых  > 30 %, остальные можно считать слабыми.

• Сильные электролиты:

 почти все соли;

 некоторые неорганические кислоты: HNO₃, H₂SO₄, HCl, HBr, HI, HMnO₄, HClO₄ и другие;

 основания – гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂.

• Слабые электролиты:

 многие неорганические и большинство органических кислот – H₂CO₃, H₂SiO₃, HNO₂, H₃PO₄, H₂SO₃, H₂S, HF, HCN, CH₃COOH и другие;

 основания (кроме гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов) и амфотерные гидроксиды. Гидроксид аммония NH₄OH – также слабый электролит.

Сильные электролиты в водном растворе диссоциируют практически полностью, поэтому в уравнениях диссоциации этих электролитов ставят знак равенства (=):

Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42— NaHCO3 = Na+ + HCO3— CuOHCl = CuOH+ + Cl—

HNO3 = H+ + NO3— NaOH = Na+ + OH—

Слабые электролиты диссоциированы частично, уравнения диссоциации слабых электролитов пишут со знаком обратимости (). Диссоциацию слабых электролитов характеризует константа равновесия, называемая константой диссоциации – К.

Значения констант диссоциации слабых электролитов при 298 К приведены в справочниках. Чем меньше константа диссоциации, тем слабее электролит:

NH₄OH  NH₄⁺ + OH^— ; .

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Каждую ступень равновесного состояния характеризует своя константа диссоциации. Например, при диссоциации H₂CO₃:

1-я ступень: H₂CO₃  H⁺ + HCO₃^—; ;

2-я ступень: HCO₃^  H⁺ + CO₃^2—; .

Диссоциация Fe(OH)₂:

1-я ступень: Fe(OH)₂  FeOH⁺ + OH ^—, ;

2-я ступень: FeOH ⁺  Fe ²⁺ + OH ^—, .

Амфотерные гидроксиды проявляют свойства слабых оснований и слабых кислот. Диссоциацию гидроксида Pb(OH)₂ = H₂PbO₂ по основному типу характеризуют уравнениями

Pb(OH)₂  PbOH ⁺ + OH ^—, PbOH ⁺  Pb ²⁺ + OH ^—;

по кислотному типу – уравнениями

H₂PbO₂  H ⁺ + HPbO₂ ^—, HPbO₂^—  H⁺ + PbO₂^{2 —}.

5.3. Ионные реакции в растворах электролитов

Ионными реакциями (реакциями обмена) называют реакции в растворах электролитов, не сопровождающиеся изменением степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Для выявления сущности процессов, происходящих при ионных реакциях, кроме молекулярных, составляют ионные уравнения реакций.

• При составлении ионных уравнений в виде ионов записывают только растворимые сильные электролиты. Все остальные вещества (неэлектролиты, слабые или малорастворимые электролиты) записывают в молекулярной форме.

Примеры реакций обмена:

 с образованием малорастворимых соединений:

Pb(NO₃)₂ + 2KI = PbI₂ + 2KNO₃

Pb²⁺ + 2NO₃^— + 2K⁺ + 2I^— = PbI₂ + 2K⁺ + 2NO₃^—

Pb²⁺ + 2I^— = PbI₂

 с образованием слабых электролитов:

NaNO₂ + HCl = NaCl + HNO₂

Na⁺ + NO₂^— + H⁺ + Cl^— = Na⁺ + Cl^— + HNO₂

H⁺ + NO₂^ = HNO₂

H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O

2H⁺ + SO₄^2— + 2Na⁺ + 2OH^— = 2Na⁺ + SO₄^2— + 2H₂O

H⁺ + OH^— = H₂O

HCl + NH₄OH = NH₄Cl + H₂O

H⁺ + Cl^— + NH₄OH = NH₄⁺ + Cl^— + H₂O

H⁺ + NH₄OH = NH₄⁺ + H₂O

 с образованием газообразных веществ:

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + СO₂ + H₂O

2Na⁺ + CO₃^2— + 2H⁺ + Cl^— = 2Na⁺ + Cl^— + CO₂ + H₂O

CO₃^2— + 2H⁺ = CO₂ + H₂O