Електроліти і неелектроліти

Добре відомо, що одні речовини в розчиненому або в розплавленому стані проводять електричний струм, а другі в тих же умовах – не проводять. На цій схемі: якщо опустити вугільні електроди в розчин цукру, лампочка не загориться, а в розчин хлориду натрію – загориться.

Електроліти – кислоти, основи, практично всі солі; неелектроліти – більшість органічних сполук, а також речовини, в молекулах яких є тільки ковалентні неполярні або малополярні зв”язки. Електроліти – провідники другого роду. В розчині або розплаві вони розщеплюються на іони, завдяки чому і проті-кає струм. Очевидно, що чим більше іонів в розчині, тим краще він проводить електричний струм. Чис-та вода струм проводить дуже погано. Розпад електролітів на іони при розчиненні їх в воді – електро-літична дисоціація. Так, хлорид натрію NaСl при розчиненні в воді практично повністю розкладається на іони натрію Na⁺ і хлорид-іони Cl^-. Вода утворює іони водню Н⁺ і гідроксид-іони ОН^- лише в дуже незначних кількостях.

Сильні електроліти при розчиненні у воді дисоціюють на іони. До них відносяться: практично всі солі, велика кількість мінеральних кислот (Н₂SO₄, HNO₃, НСl, HBr, HI, НМnО₄, НСlО₃,  НСlО₄), основи лужних і лужно-земельних металів. Слабкі електроліти при розчинення у воді лише частково дисоцію-ють на іони; до них відносяться практично всі органічні кислоти, деякі мінеральні кислоти (H₂СО₃, Н₂S, НNO₂, HClO, H₂SiO₃), багато основ металів (крім основ лужних і лужно-земельних металів), а також NH₄OH, який можна зобразити як гідрат аміаку NH₃∙H₂O. Вода – слабкий електроліт.

Теорія електролітичної дисоціації

Для пояснення особливостей водних розчинів електролітів шведським вченим С.Арреніусом в 1887 р. була запропонована теорія електролітичної дисоціації. Сучасний зміст цієї теорії можна звести до

3-х положень:

1. Електроліти при розчиненні у воді розпадаються (дисоціюють) на іони – позитивні і негативні. Іони знаходяться в більш стійких електронних станах, ніж атоми. Вони можуть складатися із одного атома – це прості іони (Na⁺, Mg²⁺, Аl³⁺ і т.д.), або  з декількох атомів - це складні іони (NО₃^-, SO^2-₄, РО^З-₄ і т.д.).

2. Під дією електричного струму іони рухаються спрямовано: позитивно заряджені іони рухаються до катоду, негативно заряджені – до аноду. Тому перші – катіони, другі – аніони. Спрямований рух іонів відбувається в результаті притяжіння їх протилежно зарядженими електродами.

3. Дисоціація – зворотній процес: паралельно з розпадом молекул на іони (дисоціація) відбувається процес з”єднання іонів (асоціація). Тому в рівняннях електролітичної дисоціації замість знаку рівності стоїть знак зворотності. Рівняння дисоціації молекули електроліту КА на катіон К⁺ і аніон А^- в загаль-ному вигляді :

КА  K⁺ + A^-

Теорія електролітичної дисоціації є однією з основних теорій в неорганічний хімії і повністю узгоджу-ється з атомно-молекулярним вченням і теорією будови атому.

Суттєвим є питання про механізм електролітичної дисоціації.

Легше за все дисоціюють речовини з іонним зв”язком. При їх розчиненні диполі води орієнтуються навкруги позитивного і негативного іонів. Між іонами і диполями води виникають сили взаємного при-тяжіння. В результаті зв”язок між іонами слабне, іони переходять із кристалу у розчин. При цьому утворюються гідратовані іони, тобто іони, хімічно зв”язані з молекулами води.

Аналогічо дисоціюють і електроліти, молекули яких утворені по типу полярного ковалентного зв”язку (полярні молекули). Навкруги кожної полярної молекули речовини також орієнтуються диполі води, які своїми негативними полюсами притягуються до позитивного полюсу молекули, а позитивними полюса-ми – до негативного полюсу. В результаті цієї взаємодії зв”язуюча електронна хмара (електронна пара) повністю зміщується до атому з більшою електронегативністю. Полярна молекула перетворюється в іонну і потім легко утворюються гідратовані іони. Дисоціація полярних молекул може бути повною або частковою.

Таким чином, електролітами є сполуки з іонним або полярним зв”язком - солі, кислоти і основи. Дисоціювати на іони вони можуть в полярних розчинниках.

Дисоціація кислот, основ і солей у водних розчинах. За допомогою теорії електролітичної дисоціації дають визначення і описують властивості кислот, основ і солей. Кислоти – електроліти, при дисоціації яких в якості катіонів утворюються тільки катіони водню

Н₃РО₄  Н⁺ + Н₂РО^-₄ (перший ступінь)

Н₂РО^-₄   Н⁺ + НРO^2-₄ (другий ступінь)

НРО^2-₄  Н + PО^З-₄ (третій ступінь)

Дисоціація багатоосновної кислоти протікає головним чином по першому ступіню, в меншій мірі - по другому і лише в незначній мірі – по третьому. Тому у водному розчині, наприклад, фосфорної кислоти одочасно з молекулами Н₃РО₄ існують іони (в кількостях, що послідовно зменшуються) Н₂РО^2-₄, НРО^2-₄ і РО^3-₄. Основами називають електроліти, при дисоціації яких в якості аніонів утворюються лише гідрок-сид-іони. Наприклад:

KOH  K⁺ + OH^-; NH₄OH  NH⁺₄ + OH^-

Основи, розчинені у воді, називаються лугами. Їх небагато. Це основи лужних і лужно-земельних металів: LiOH, NaОН, КОН, RbОН, СsОН, FrОН і Са(ОН)₂, Sr(ОН)₂, Ва(ОН)₂, Rа(ОН)₂, а также NН₄ОН. Більшість основ у воді малорозчинені. Кислотність основи визначається числом її гідроксильних груп (гідроксогруп). Наприклад, NН₄ОН – однокислотна основа, Са(ОН)₂ – двокислотна, Fе(ОН)₃ - трьох-кислотна і т.д. Двох- і багатокислотні основи дисоціюють ступіньчасто

Ca(ОН)₂ Са(ОН)⁺ + OH^- (перший ступінь)

Ca(OH)⁺ Ca²⁺+OH^- (другий ступінь)

Але існують електроліти, які при дисоціації одночасно утворюють катіони водню і гідроксид-іони. Ці електроліти називають амфотерними або амфолітами. До них відносяться Н₂О, гідроксиди цинку, алю-мінію, хрому і ряду інших речовин. Вода, наприклад, дисоціює на іони Н⁺ і ОН^- (в незначній кількості):

Н₂O  Н⁺ + ОН^-

Отже, у неї в рівній мірі виражені і кислотні властивості, обумовлені наявністю катіонів водню Н⁺, і основні властивості за рахунок іонів ОН^-. Дисоціацію амфотерного гідроксиду цинку Zn(ОН)₂ можна виразити рівнянням

2ОН^- + Zn²⁺ + 2Н₂О  Zn(ОН)₂ + 2Н₂О  [Zn(ОН)₄]^2-+ 2Н⁺

Солями називають електроліти, при дисоціації яких утворюються катіони металів, а також катіон амонію (NH⁺⁴) і аніони кислотних залишків, наприклад

(NH₄)₂SO₄  2NH⁺₄ + SO^2-₄; Na₃PO₄  3Na⁺ + PO^3-₄