Для сильных электролитов α > 30 %, к ним относятся:

1)все соли (растворимые);

2)сильные кислоты (Н2SO4, HCl, НBr, HI, HMnO4, HNO3 и д.р.);

3)гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов.

Для слабых электролитов α < 3 %, к ним относятся:

1)слабые кислоты (Н2S, H2CO3, HCN, H2SiO3, H3BO3, и т.д.,

большинство органических кислот)

2)гидроксиды, за исключением щелочей.

Для электролитов средней силы 3 % < α < 30 %, к ним относятся кислоты средней силы (H3PO4, H2SO3, HNO2, HF, H2Cr2O7, H2CrO4 и др.).

Для сильных электролитов процесс диссоциации практически необратим. Для слабых электролитов диссоциация является реально обратимым процессом и характеризуется константой равновесия, называемойконстантой диссоциации.

Константа диссоциации (Кд) – отношение произведения концентраций ионов, образующихся при диссоциации, к концентрации непродиссоциированных молекул, возведенных в степени коэффициентов гомогенного равновесия.

Кд характеризует способность слабого электролита диссоциировать на

ионы.

Чем больше значение Кд, тем легче электролит распадается на ионы. Зависимость степени диссоциации (α) от константы диссоциации (Кд)

определяется законом разбавления Оствальда:

Кд = α2 · С . Отсюда α = √ Кд / С.

Таким образом, степень диссоциации слабого электролита возрастает при уменьшении его концентрации, т.е. по мере разбавления его раствора.

Вопрос № 19. Кислоты, основания и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации.

Кислоты – это электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода: HCl → H+ + Cl–.

По числу катионов водорода, образующихся при диссоциации одной молекулы кислоты, определяют ее основность (одноосновные HCl,

33

двухосновные Н2SO4, трехосновные H3PO4). Сильные многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато: по первой ступени необратимо, а по остальным – обратимо:

I.Н2SO4 → H+ + НSO4– II. НSO4– ↔ H+ + SO42–

Гидроксиды – электролиты, при диссоциации которых в качестве аниона образуются только ионы ОН–: NaOH → Na+ + OH–

По числу гидроксогрупп, образующихся при диссоциации одной молекулы гидроксида, определяют его кислотность: однокислотные NaOH, двухкислотные Са(OH)2, трехкислотные Fe(OH)3.

Сильные многокислотные основания диссоциируют ступенчато: по первой ступени необратимо, а по остальным – обратимо:

I. Са(OH)2 → СаOH+ + OH– II. СаOH+ ↔ Са2+ + OH–

Амфотерные гидроксиды – электролиты, при диссоциации которых образуются ионы H+ и OH–, т.е. они диссоциируют по типу кислоты и основания. К ним относятся: Al(OH)3, Zn(OH)2, Fe(OH)3, Cr(OH)3, Be(OH)2, Sn(OH)4, Pb(OH)2 и др.

Соли – электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металла и анионы кислотного остатка.

Средние соли – продукт полной нейтрализации кислоты и основания, т.е. их можно представить, как электролиты, при диссоциации которых образуются катионы, отличные от Н+ и анионы, отличные от ОН–. Они диссоциируют необратимо в одну ступень:

Na2SO4 → 2Na+ + SO42–

Основные соли (гидроксосоли) – продукт неполного замещения гидроксогруппы в молекуле многокислотного основания. Они диссоциируют ступенчато, причем диссоциация по II ступени выражена незначительно:

I.СuOHCl → СuOH+ + Cl– II. СuOH+ ↔ Сu2+ + OH–

34

Кислые соли – (гидросоли) – продукт неполного замещения катионов водорода в молекуле многоосновной кислоты:

I. KHCO3 → K+ + HCO3–

II. HCO- ↔ H+ + CO32–

Двойные соли – соли, образованные катионами различных металлов и анионом одной кислоты. Диссоциируют они в одну ступень:

KAl(SO4)2 → K+ + Al3+ + 2SO42–

Смешанные соли – соли, образованные катионом одного металла и анионами различных кислот. Диссоциируют также в одну ступень:

CaOCl2 → Ca2+ + Cl– + ClO–

Вопрос № 20. Электролиз расплавов и растворов

Электролиз – окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через расплав или раствор электролита. Электролиз проводят в специальных устройствах – электролизерах или

электролитических ваннах.

Частицы из раствора или расплава (ионы, молекулы), находящиеся вблизи «–» электрода принимают электроны, т.е. восстанавливаются. Электрод, на котором происходит восстановление называется катодом. Частицы, находящиеся вблизи «+» электрода отдают электроны, т.е. окисляются. Электрод, на котором происходит окисление называется анодом. Электродами для электролиза могут служить различные электропроводящие материалы. В ходе электролиза электроды могут оставаться без изменения, т.е. не окисляться под действием электрического тока. Такие электроды называются инертными (нерастворимыми). В качестве материалов для инертных анодов обычно используют платину или графит. Существуют окисляемые (растворимые) аноды (медные и никелевые). Электроды обоих типов применяются на практике.

I. Электролиз расплавов с инертным анодом. При электролизе расплавленной соли или щелочи с инертным анодом на катоде всегда восстанавливаются катионы металла, на инертном аноде – окисляются анионы

35

2 KCl эл-з 2К + Cl2

II. Электролиз растворов с инертным анодом. При электролизе водных растворов электролитов на электродах наряду с разряжением катионов и анионов или вместо них могут восстанавливаться или окисляться молекулы воды. Чтобы определить, какие частицы участвуют в катодном процессе, пользуются рядом стандартных электродных потенциалов (Ео, измеряется в вольтах).

Возможны 3 варианта протекания электролиза:

1)если в растворе содержатся потенциал-определяющие ионы электродов

сЕ0 < –1,18 В (К+, Са2+…), то они не будут восстанавливаться в водном растворе, т.к. легче них восстанавливаются молекулы воды:

(К): 2Н2О + 2е- → Н2 + 2ОН–

2)если в растворе содержатся ионы Н+, Сu+, Ag+ и др. со значением Е0 > 0, то они легко восстанавливаются:

(К): Сu + 2e- → Cu2+

3)в растворе, содержащем потенциал-определяющие ионы электродов

с0 > Е0 > –1,18 В, то идут параллельно два процесса:

(К): Сd2+ + 2 е– → Сd

(К): 2Н2О + 2е– → Н2 + 2ОН– Большаячасть электричества затрачивается на металл в анодном

процессе. Если в растворе присутствуют анионы F–, SO42–, NO3–, PO43–, CO32– и др., то окислению подвергается только вода:

(+): 2Н2О – 4 е– → 4Н+ + О2

36