Электролитическая диссоциация. Вещества, диссоциирующие в воде или других полярных жидкостях и сплавах на ионы, называются электролитами

Вещества, диссоциирующие в воде или других полярных жидкостях и сплавах на ионы, называются электролитами, а явление распада на ионы − электролитической диссоциацией.

Ионы – это атомы или группа атомов, несущие положительный или отрицательный заряд.

Ионы подразделяются на простые: S^2-, Cl⁻, Na⁺ и т. д.; сложные: ОН⁻, РО₄³⁻, NH₄⁺ и т. д.; комплексные: Zn(OH)₄]²⁻, α[Аg (NH₃)₂]⁺ и т. д.;

Электролиты – проводники второго рода.

Электропроводность электролитов обусловлена направленным движением ионов в электрическом поле.

Количественно способность вещества к диссоциации характеризует величина, называемая степенью диссоциации α − отношение числа ионизированных молекул к общему числу молекул растворенного вещества.

По степени диссоциации электролиты делятся на сильные (α > 0,3), средней силы (α = 0,3 + 0,10) и слабые (α < 0,10) электролиты.

К сильным электролитам принадлежат хорошо растворимые соли; большинство минеральных кислот, например H₂SO₄, HNO₃, HI, HCl; основания щелочно-земельных металлов, например KOH, NaOH, Ca(OH)₂.

К слабым электролитам относятся почти все органические кислоты, фенолы, амины; некоторые минеральные кислоты, например H₂CO₃, HCN, HNO₂, HS; многие основания металлов и NH₄ОН.

Сильные электролиты практически диссоциируют полностью. Закон действия масс для них неприменим:

НСl H⁺ + Cl⁻.

В растворах слабых электролитов имеются ионы и молекулы растворенного вещества. Следовательно, диссоциация слабых

электролитов представляет обратимый процесс, в результате которого устанавливается равновесие:

HCNH⁺ + CN⁻ NH₄OH NH₄⁺ + OH⁻ .

Следует иметь в виду, что вследствие очень сильного поляризующего действия, ион Н⁺ в водном растворе существует не в свободном состоянии, а в виде соединения с молекулой воды Н₃О⁺ (ион гидроксония).

Многоосновные кислоты и основания многозарядных катионов диссоциируют обратимо по ступеням:

Н ₂СО₃ H⁺ + Н СО₃⁻; Сu(ОН)₂ CuOH⁺ + OH⁻;

Н ₂СО₃ H⁺ + СО₃⁻; Сu(ОН)₂ Cu²⁺ + OH⁻.

К равновесию же, которое устанавливается в растворе слабого электролита, применим закон действующих масс.

Так, например, НNО₂ ↔ H⁺ + NО₂⁻; k = = 4 ∙ 10⁻⁴.

Константа равновесия k, соответствующая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации.

Чем больше способность электролита к диссоциации, тем больше значение константы. Константа диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, от температуры и не зависит от концентрации. Поэтому она точнее, чем степень диссоциации.

В случае слабых многоосновных кислот или оснований многозарядных катионов, диссоциирующих ступенчато, каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой.

Н₃РО₄ H⁺ + Н₂ РО₄⁻ k = = 7,51 ∙ 10 ⁻³;

Н₂РО₄⁻ H⁺ + НРО₄²⁻ k = = 6,23 ∙ 10⁻⁸;

НРО₄⁻ H⁺ + Н РО₄³⁻ k = = 2,2 ∙ 10⁻¹³.

Определив опытным путем степень диссоциации, вычисляют

значение константы на основании закона разбавления Освальда:

k = a² С,

где С – молярная концентрация электролита.

Для труднорастворимых электролитов также применим закон действующих масс, так как между осадком и его ионами в растворе устанавливается равновесие:

AgCl − в осадке; Ag⁺ + Cl⁻− в растворе.

В момент наступления равновесия раствор становится насыщенным.

Количественно это равновесие можно характеризовать константой равновесия:

k = .

Так как концентрация твердой соли есть величина постоянная, то можно записать [Ag⁺] · [Cl ⁻] = [AgCl] = 1,7 · 10 ⁻¹⁰. Произведение [Ag⁺] · [Cl⁻] = 1,7 · 10⁻¹⁰ называется произведение растворимости (ПР), т. е. произведением концентрации ионов в насыщенном растворе труднорастворимого электролита.

Как только произведение концентрации находящихся в растворе ионов станет больше ПР, электролит выпадает в осадок. Добавление к труднорастворимому электролиту сильного электролита с одноименными ионами смещает равновесие в сторону образования осадка:

AgCl Ag⁺ + Cl⁻, AgNО₃ Ag⁺ + NО₃⁻ .

Увеличение в данной равновесной системе концентрации ионов снижает растворимость данного электролита.

Добавление же к труднорастворимому электролиту сильного электролита, ионы которого связывают ионы данного электролита в молекулы, повышает его растворимость:

Zn(OH)₂ 2H⁺ + ZnO₂²⁻;

2NaOH 2Na⁺ + 2OH⁻;

Zn(OH)₂ + 2OH⁻ ZnO₂²⁻ + 2H₂O.

Равновесие в системе будет смещаться вправо, т. е. растворимость Zn(OH)₂ возрастает.

Взаимодействие сильных электролитов с образованием осадка:

Ba²⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄;

Ca²⁺ +SO₄²⁻ = Ca SO₄ .

Взаимодействие двух сильных электролитов с образованием слабого:

KCN + HCl = KCl + HCN.

Взаимодействие осадка с кислотой:

CaCO₃ + 2H⁺ = Ca²⁺ + H₂O + CO₂ ;

CO₃²⁻ +2H⁺ = CO₂ + H₂O.

Ионные реакции с образованием слабого электролита:

NH⁺ + OH⁻ = NH₃ + H₂O.

Амфотерные электролиты.

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: