Как определить электролит. Сильные и слабые электролиты

Величина a выражается в долях единицы или в % и зависит от природы электролита, растворителя, температуры, концентрации и состава раствора.

Особую роль играет растворитель: в ряде случаев при переходе от водных растворов к органическим растворителям степень диссоциации электролитов может резко возрасти или уменьшиться. В дальнейшем, при отсутствии специальных указаний, будем считать, что растворителем является вода.

По степени диссоциации электролиты условно разделяют на сильные (a > 30%), средние (3% < a < 30%) и слабые (a < 3%).

К сильным электролитам относят:

1) некоторые неорганические кислоты (HCl, HBr, HI, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4 и ряд других);

2) гидроксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных (Ca, Sr, Ba) металлов;

3) почти все растворимые соли.

К электролитам средней силы относят Mg(OH) 2 , H 3 PO 4 , HCOOH, H 2 SO 3 , HF и некоторые другие.

Слабыми электролитами считают все карбоновые кислоты (кроме HCOOH) и гидратированные формы алифатических и ароматических аминов. Слабыми электролитами являются также многие неоргани-ческие кислоты (HCN, H 2 S, H 2 CO 3 и др.) и основания (NH 3 ∙H 2 O).

Несмотря на некоторые совпадения, в целом не следует отождествлять растворимость вещества с его степенью диссоциации. Так, уксусная кислота и этиловый спирт неограниченно растворимы в воде, но в то же время первое вещество является слабым электро-литом, а второе - неэлектролит.

Кислоты и основания

Несмотря на то, что понятия «кислота» и «основание» широко используются для описания химических процессов, единого подхода к классификации веществ с точки зрения отнесения их к кислотам или основаниям нет. Существующие в настоящее время теории (ионная теория С. Аррениуса , протолитическая теория И. Бренстеда и Т. Лоури и электронная теория Г. Льюиса ) имеют определенные ограничения и, таким образом, применимы лишь в частных случаях. Остановимся подробнее на каждой из этих теорий.

Теория Аррениуса.

В ионной теории Аррениуса понятия «кислота» и «основание» тесно связаны с процессом электролитической диссоциации:

Кислотой является электролит, диссоциирующий в растворах с образованием ионов Н + ;

Основанием является электролит, диссоциирующий в растворах с образованием ионов ОН - ;

Амфолитом (амфотерным электролитом) является электролит, диссоциирующий в растворах с образованием как ионов Н + , так и ионов ОН - .

Например:

НА ⇄ Н + + А - nH + + MeO n n - ⇄ Ме(ОН) n ⇄ Ме n + + nОН -

В соответствии с ионной теорией кислотами могут быть как нейтральные молекулы, так и ионы, например:

HF ⇄ H + + F -

H 2 PO 4 - ⇄ H + + HPO 4 2 -

NH 4 + ⇄ H + + NH 3

Аналогичные примеры можно привести и для оснований:

КОН К + + ОН -

- ⇄ Al(OH) 3 + ОН -

+ ⇄ Fe 2+ + ОН -

К амфолитам относят гидроксиды цинка, алюминия, хрома и некоторые другие, а также аминокислоты, белки, нуклеиновые кислоты.

В целом, кислотно-основное взаимодействие в растворе сводится к реакции нейтрализации:

H + + ОН - H 2 O

Однако, ряд экспериментальных данных показывает ограниченность ионной теории. Так, аммиак, органические амины, оксиды металлов типа Na 2 O, СаО, анионы слабых кислот и т.д. в отсутствии воды проявляют свойства типичных оснований, хотя не имеют в своем составе гидроксид-ионов.

С другой стороны, многие оксиды (SO 2 , SO 3 , Р 2 О 5 и т.д.), галогениды, галогенангидриды кислот, не имея в своем составе ионов водорода, даже в отсутствии воды проявляют кислотные свойства, т.е. нейтрализуют основания.

Кроме того, поведение электролита в водном растворе и в неводной среде может быть противоположным.

Так, CH 3 COOH в воде является слабой кислотой:

CH 3 COOH ⇄ CH 3 COO - + H + ,

а в жидком фтороводороде проявляет свойства основания:

HF + CH 3 COOH ⇄ CH 3 COOH 2 + + F -

Исследования подобных типов реакций и в особенности реакций, протекающих в неводных растворителях, привели к созданию более общих теорий кислот и оснований.

Теория Бренстеда и Лоури.

Дальнейшим развитием теории кислот и оснований явилась предложенная И. Бренстедом и Т. Лоури протолитическая (протонная) теория. В соответствии с этой теорией:

Кислотой называют любое вещество, молекулы (или ионы) которого способны отдавать протон, т.е. быть донором протона;

Основанием называют любое вещество, молекулы (или ионы) которого способны присоединять протон, т.е. быть акцептором протона;

Таким образом, понятие основания значительно расширяется, что подтверждается следующими реакциями:

ОН - + Н + Н 2 О

NH 3 + H + NH 4 +

H 2 N-NH 3 + + H + H 3 N + -NH 3 +

По теории И. Бренстеда и Т. Лоури кислота и основание составляют сопряженную пару и связаны равновесием:

КИСЛОТА ⇄ ПРОТОН + ОСНОВАНИЕ

Поскольку реакция переноса протона (протолитическая реакция) обратима, причем в обратном процессе тоже передается протон, то продукты реакции являются друг по отношению к другу кислотой и основанием. Это можно записать в виде равновесного процесса:

НА + В ⇄ ВН + + А - ,

где НА – кислота, В – основание, ВН + – кислота, сопряженная с основанием В, А - – основание, сопряженное с кислотой НА.

Примеры.

1) в реакции:

HCl + OH - ⇄ Cl - + H 2 O,

HCl и H 2 O – кислоты, Cl - и OH - – соответствующие сопряженные с ними основания;

2) в реакции:

HSO 4 - + H 2 O ⇄ SO 4 2 - + H 3 O + ,

HSO 4 - и H 3 O + – кислоты, SO 4 2 - и H 2 O – основания;

3) в реакции:

NH 4 + + NH 2 - ⇄ 2NH 3 ,

NH 4 + – кислота, NH 2 - – основание, а NH 3 выступает в роли как кислоты (одна молекула), так и основания (другая молекула), т.е. демонстрирует признаки амфотерности – способности проявлять свойства кислоты и основания.

Такой способностью обладает и вода:

2Н 2 О ⇄ Н 3 О + + ОН -

Здесь одна молекула Н 2 О присоединяет протон (основание), образуя сопряженную кислоту – ион гидроксония Н 3 О + , другая отдает протон (кислота), образуя сопряженное основание ОН - . Этот процесс называется автопротолизом .

Из приведенных примеров видно, что в отличие от представлений Аррениуса, в теории Бренстеда и Лоури реакции кислот с основаниями не приводят к взаимной нейтрализации, а сопровождаются образованием новых кислот и оснований.

Необходимо также отметить, что протолитическая теория рассматривает понятия «кислота» и «основание» не как свойство, но как функцию, которую выполняет рассматриваемое соединение в протолитической реакции. Одно и то же соединение может в одних условиях реагировать как кислота, в других – как основание. Так, в водном растворе СН 3 СООН проявляет свойства кислоты, а в 100%-й H 2 SO 4 – основания.

Однако, несмотря на свои достоинства, протолитическая теория, как и теория Аррениуса, не применима к веществам, не содержащим атомов водорода, но, в тоже время, проявляющим функцию кислоты: галогенидам бора, алюминия, кремния, олова.

Теория Льюиса.

Иным подходом к классификации веществ с точки зрения отнесения их к кислотам и основаниям явилась электронная теория Льюиса. В рамках электронной теории:

кислотой называют частицу (молекулу или ион), способную присоединять электронную пару (акцептор электронов);

основанием называют частицу (молекулу или ион), способную отдавать электронную пару (донор электронов).

Согласно представлениям Льюиса, кислота и основание взаимодействуют друг с другом с образованием донорно-акцепторной связи. В результате присоединения пары электронов у атома с электронным дефицитом возникает завершенная электронная конфигурация - октет электронов. Например:

Аналогичным образом можно представить и реакцию между нейтральными молекулами:

Реакция нейтрализации в терминах теории Льюиса рассматривается как присоединение электронной пары гидроксид-иона к иону водорода, предоставляющему для размещения этой пары свободную орбиталь:

Таким образом, сам протон, легко присоединяющий электронную пару, с точки зрения теории Льюиса, выполняет функцию кислоты. В этой связи, кислоты по Бренстеду могут рассматриваться как продукты реакции между льюисовскими кислотами и основаниями. Так, HCl является продуктом нейтрализации кислоты H + основанием Cl - , а ион H 3 O + образуется в результате нейтрализации кислоты H + основанием H 2 O.

Реакции между кислотами и основаниями Льюиса также иллюстрируют следующие примеры:

К основаниям Льюиса также относят галогенид-ионы, аммиак, алифатические и ароматические амины, кислородсодержащие органические соединения типа R 2 CO, (где R - органический радикал).

К кислотам Льюиса относят галогениды бора, алюминия, кремния, олова и других элементов.

Очевидно, что в теории Льюиса понятие «кислота» включает в себя более широкий круг химических соединений. Это объясняется тем, что по Льюису отнесение вещества к классу кислот обусловлено исключительно строением его молекулы, определяющим электронно-акцепторные свойства, и не обязательно связано с наличием атомов водорода. Льюисовские кислоты, не содержащие атомов водорода, называют апротонными .

Эталоны решения задач

1. Написать уравнение электролитической диссоциации Al 2 (SO 4) 3 в воде.

Сульфат алюминия является сильным электролитом и в водном растворе подвергается полному распаду на ионы. Уравнение диссоциации:

Al 2 (SO 4) 3 + (2x + 3y)H 2 O 2 3+ + 3 2 - ,

или (без учета процесса гидратации ионов):

Al 2 (SO 4) 3 2Al 3+ + 3SO 4 2 - .

2. Чем является ион HCO 3 - с позиций теории Бренстеда-Лоури?

В зависимости от условий ион HCO 3 – может как отдавать протоны:

HCO 3 - + OH - CO 3 2 - + H 2 O (1),

так и присоединять протоны:

HCO 3 - + H 3 O + H 2 CO 3 + H 2 O (2).

Таким образом, в первом случае ион HCO 3 - является кислотой, во втором - основанием, т. е. является амфолитом.

3. Определить, чем с позиций теории Льюиса является ион Ag + в реакции:

Ag + + 2NH 3 +

В процессе образования химических связей, который протекает по донорно-акцепторному механизму, ион Ag + , имея свободную орбиталь, является акцептором электронных пар, и, таким образом, проявляет свойства кислоты Льюиса.

4. Определить ионную силу раствора в одном литре которого находятся 0,1 моль KCl и 0,1 моль Na 2 SO 4 .

Диссоциация представленных электролитов протекает в соответствии с уравнениями:

Na 2 SO 4 2Na + + SO 4 2 -

Отсюда: С(K +) = С(Cl -) = С(KCl) = 0,1 моль/л;

С(Na +) = 2×С(Na 2 SO 4) = 0,2 моль/л;

С(SO 4 2 -) = С(Na 2 SO 4) = 0,1 моль/л.

Ионную силу раствора вычисляем по формуле:

5. Определить концентрацию CuSO 4 в растворе данного электролита с I = 0,6 моль/л.

Диссоциация CuSO 4 протекает по уравнению:

CuSO 4 Cu 2+ + SO 4 2 -

Примем С(CuSO 4) за x моль/л, тогда, в соответствии с уравнением реакции, С(Cu 2+) = С(SO 4 2 -) = x моль/л. В данном случае выражение для расчета ионной силы будет иметь вид:

6. Определить коэффициент активности иона K + в водном растворе KCl с С(KCl) = 0,001 моль/л.

который в данном случае примет вид:

.

Ионную силу раствора найдем по формуле:

7. Определить коэффициент активности иона Fe 2+ в водном растворе, ионная сила которого равна 1.

В соответствии с законом Дебая-Хюккеля:

следовательно:

8. Определить константу диссоциации кислоты HA, если в растворе этой кислоты с концентрацией 0,1 моль/л a = 24%.

По величине степени диссоциации можно определить, что данная кислота является электролитом средней силы. Следовательно, для расчета константы диссоциации кислоты используем закон разведения Оствальда в его полной форме:

9. Определить концентрацию электролита, если a = 10%, K д = 10 - 4 .

Из закона разведения Оствальда:

10. Степень диссоциации одноосновной кислоты HA не превышает 1%. (HA) = 6,4×10 - 7 . Определить степень диссоциации HA в ее растворе с концентрацией 0,01 моль/л.

По величине степени диссоциации можно определить, что данная кислота является слабым электролитом. Это позволяет использовать приближенную формулу закона разведения Оствальда:

11. Степень диссоциации электролита в его растворе с кон-центрацией 0,001 моль/л равна 0,009. Определить константу диссоциации этого электролита.

Из условия задачи видно, что данный электролит является слабым (a = 0,9%). Поэтому:

12. (HNO 2) = 3,35. Сравнить силу HNO 2 с силой одно-основной кислоты HA, степень диссоциации которой в растворе с С(HA) = 0,15 моль/л равна 15%.

Рассчитаем (HA), используя полную форму уравнения Оствальда:

Так как (HA) < (HNO 2), то кислота HA является более сильной кислотой по сравнению с HNO 2 .

13. Имеются два раствора KCl, содержащие при этом и другие ионы. Известно, что ионная сила первого раствора (I 1) равна 1, а второго (I 2) составляет величину 10 - 2 . Сравнить коэффициенты активности f (K +) в данных растворах и сделать вывод, как отличаются свойства этих растворов от свойств бесконечно разбавленных растворов KCl.

Коэффициенты активности ионов K + рассчитаем, используя закон Дебая-Хюккеля:

Коэффициент активности f - это мера отклонения в поведении раствора электролита данной концентрации от его поведения при бесконечном разведении раствора.

Так как f 1 = 0,316 сильнее отклоняется от 1, чем f 2 = 0,891, то в растворе с большей ионной силой наблюдается большее отклонение в поведении раствора KCl от его поведения при бесконечном разведении.

Вопросы для самоконтроля

1. Что такое электролитическая диссоциация?

2. Какие вещества называют электролитами и неэлектролитами? Приведите примеры.

3. Что такое степень диссоциации?

4. От каких факторов зависит степень диссоциации?

5. Какие электролиты считаются сильными? Какие средней силы? Какие слабыми? Приведите примеры.

6. Что такое константа диссоциации? От чего зависит и от чего не зависит константа диссоциации?

7. Как связаны между собой константа и степень диссоциации в бинарных растворах средних и слабых электролитов?

8. Почему растворы сильных электролитов в своем поведении обнаруживают отклонения от идеальности?

9. В чем заключается суть термина «кажущаяся степень диссоциации»?

10. Что такое активность иона? Что такое коэффициент актив-ности?

11. Как изменяется величина коэффициента активности с разбавлением (концентрированием) раствора сильного электролита? Каково предельное значение коэффициента активности при бесконечном разведении раствора?

12. Что такое ионная сила раствора?

13. Как вычисляют коэффициент активности? Сформулируйте закон Дебая-Хюккеля.

14. В чем суть ионной теории кислот и оснований (теории Аррениуса)?

15. В чем состоит принципиальное отличие протолитической теории кислот и оснований (теории Бренстеда и Лоури) от теории Аррениуса?

16. Как трактует электронная теория (теория Льюиса) понятие «кислота» и «основание»? Приведите примеры.

Варианты задач для самостоятельного решения

Вариант №1

1. Написать уравнение электролитической диссоциации Fe 2 (SO 4) 3 .

НА + H 2 O ⇄ Н 3 O + + А - .

Вариант №2

1. Написать уравнение электролитической диссоциации CuCl 2 .

2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является ион S 2 - в реакции:

2Ag + + S 2 - ⇄ Ag 2 S.

3. Вычислить молярную концентрацию электролита в растворе, если a = 0,75%, а = 10 - 5 .

Вариант №3

1. Написать уравнение электролитической диссоциации Na 2 SO 4 .

2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является ион CN - в реакции:

Fe 3 + + 6CN - ⇄ 3 - .

3. Ионная сила раствора CaCl 2 равна 0,3 моль/л. Рассчитать С(CaCl 2).

Вариант №4

1. Написать уравнение электролитической диссоциации Ca(OH) 2 .

2. Определить, чем с позиций теории Бренстеда является молекула H 2 O в реакции:

H 3 O + ⇄ H + + H 2 O.

3. Ионная сила раствора K 2 SO 4 составляет 1,2 моль/л. Рассчитать С(K 2 SO 4).

Вариант №5

1. Написать уравнение электролитической диссоциации K 2 SO 3 .

NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O + .

3. (CH 3 COOH) = 4,74. Сравнить силу CH 3 COOH с силой одноосновной кислоты HA, степень диссоциации которой в растворе с С(HA) = 3,6×10 - 5 моль/л равна 10%.

Вариант №6

1. Написать уравнение электролитической диссоциации K 2 S.

2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является молекула AlBr 3 в реакции:

Br - + AlBr 3 ⇄ - .

Вариант №7

1. Написать уравнение электролитической диссоциации Fe(NO 3) 2 .

2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является ион Cl - в реакции:

Cl - + AlCl 3 ⇄ - .

Вариант №8

1. Написать уравнение электролитической диссоциации K 2 MnO 4 .

2. Определить, чем с позиций теории Бренстеда является ион HSO 3 - в реакции:

HSO 3 - + OH – ⇄ SO 3 2 - + H 2 O.

Вариант №9

1. Написать уравнение электролитической диссоциации Al 2 (SO 4) 3 .

2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является ион Co 3+ в реакции:

Co 3+ + 6NO 2 - ⇄ 3 - .

3. В 1 л раствора содержится 0,348 г K 2 SO 4 и 0,17 г NaNO 3 . Определить ионную силу этого раствора.

Вариант №10

1. Написать уравнение электролитической диссоциации Ca(NO 3) 2 .

2. Определить, чем с позиций теории Бренстеда является молекула H 2 O в реакции:

B + H 2 O ⇄ OH - + BH + .

3. Вычислить концентрацию электролита в растворе, если a = 5%, а = 10 - 5 .

Вариант №11

1. Написать уравнение электролитической диссоциации KMnO 4 .

2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является ион Cu 2+ в реакции:

Cu 2+ + 4NH 3 ⇄ 2 + .

3. Вычислить коэффициент активности иона Cu 2+ в растворе CuSO 4 c С(CuSO 4) = 0,016 моль/л.

Вариант №12

1. Написать уравнение электролитической диссоциации Na 2 CO 3 .

2. Определить, чем с позиций теории Бренстеда является молекула H 2 O в реакции:

K + + xH 2 O ⇄ + .

3. Имеются два раствора NaCl, содержащие и другие электролиты. Значения ионной силы этих растворов соответственно равны: I 1 = 0,1 моль/л, I 2 = 0,01 моль/л. Сравнить коэффициенты активности f (Na +) в данных растворах.

Вариант №13

1. Написать уравнение электролитической диссоциации Al(NO 3) 3 .

2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является молекула RNH 2 в реакции:

RNH 2 + H 3 O + ⇄ RNH 3 + + H 2 O.

3. Сравнить коэффициенты активности катионов в растворе, содержащем FeSO 4 и KNO 3 , при условии, что концентрации электролитов составляют, соответственно, 0,3 и 0,1 моль/л.

Вариант №14

1. Написать уравнение электролитической диссоциации K 3 PO 4 .

2. Определить, чем с позиций теории Бренстеда является ион H 3 O + в реакции:

HSO 3 - + H 3 O + ⇄ H 2 SO 3 + H 2 O.

Вариант №15

1. Написать уравнение электролитической диссоциации K 2 SO 4 .

2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является Pb(OH) 2 в реакции:

Pb(OH) 2 + 2OH - ⇄ 2 - .

Вариант №16

1. Написать уравнение электролитической диссоциации Ni(NO 3) 2 .

2. Определить, чем с позиций теории Бренстеда является ион гидроксония (H 3 O +) в реакции:

2H 3 O + + S 2 - ⇄ H 2 S + 2H 2 O.

3. Ионная сила раствора, содержащего только Na 3 PO 4 , равна 1,2 моль/л. Определить концентрацию Na 3 PO 4 .

Вариант №17

1. Написать уравнение электролитической диссоциации (NH 4) 2 SO 4 .

2. Определить, чем с позиций теории Бренстеда является ион NH 4 + в реакции:

NH 4 + + OH - ⇄ NH 3 + H 2 O.

3. Ионная сила раствора, содержащего одновременно KI и Na 2 SO 4 , равна 0,4 моль/л. С(KI) = 0,1 моль/л. Определить концен-трацию Na 2 SO 4 .

Вариант №18

1. Написать уравнение электролитической диссоциации Cr 2 (SO 4) 3 .

2. Определить, чем с позиций теории Бренстеда является молекула белка в реакции:

БЛОК ИНФОРМАЦИИ

Шкала значений pH

Таблица 3. Взаимосвязь концентраций ионов H + и OH - .

Эталоны решения задач

1. Концентрация ионов водорода в растворе составляет 10 - 3 моль/л. Рассчитать значения pH, pOH и [ОН - ] в данном растворе. Определить среду раствора.

Примечание. Для вычислений используются соотношения: lg10 a = a ; 10 lga = а .

Среда раствора с pH = 3 является кислой, так как pH < 7.

2. Вычислить рН раствора соляной кислоты с молярной концентрацией 0,002 моль/л.

Так как в разбавленном растворе НС1 » 1, а в растворе одноосновной кислоты C(к-ты) = C( к-ты), то можем записать:

3. К 10 мл раствора уксусной кислоты с C( СН 3 СООН) = 0,01 моль/л добавили 90 мл воды. Найти разность значений pН раствора до и после разбавления, если (СН 3 СООН) = 1,85×10 - 5 .

1) В исходном растворе слабой одноосновной кислоты СН 3 СООН:

Следовательно:

2) Добавление к 10 мл раствора кислоты 90 мл воды соответ-ствует 10-кратному разбавлению раствора. Поэтому.

Диссоциация электролита количественно характеризуется степенью диссоциации. Степень диссоциации a – это отношение числа молекул, диссоциированных на ионы N дисс. , к общему числу молекул растворенного электролита N :

a =

a – доля молекул электролита, распавшихся на ионы.

Степень диссоциации электролита зависит от многих факторов: природы электролита, природы растворителя, концентрации раствора, температуры.

По способности к диссоциации электролиты условно разделяют на сильные и слабые. Электролиты, которые в растворе существуют только в виде ионов, принято называть сильными . Электролиты, которые в растворенном состоянии находятся частично в виде молекул и частично в виде ионов, называются слабыми .

К сильным электролитам относятся почти все соли, некоторые кислоты: H 2 SO 4 , HNO 3 , HCl, HI, HClO 4 , гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов (см. прил., табл. 6).

Процесс диссоциации сильных электролитов идет до конца:

HNO 3 = H + + NO 3 - , NaOH = Na + + OH - ,

и в уравнениях диссоциации ставятся знаки равенства.

Применительно к сильным электролитам понятие «степень диссоциации» носит условный характер. «Кажущаяся» степеньдиссоциации (a каж) ниже истинной (см. прил., табл. 6). С увеличением концентрации сильного электролита в растворе усиливается взаимодействие разноименно заряженных ионов. При достаточном приближении друг к другу они образуют ассоциаты. Ионы в них разделены слоями полярных молекул воды, окружающих каждый ион. Это сказывается на уменьшении электропроводности раствора, т.е. создается эффект неполной диссоциации.

Для учета этого эффекта введен коэффициент активности g, который уменьшается с возрастанием концентрации раствора, изменяясь в пределах от 0 до 1. Для количественного описания свойств растворов сильных электролитов пользуются величиной, называемой активностью (a) .

Под активностью иона понимают ту эффективную концентрацию его, соответственно которой он действует при химических реакциях.

Активность иона (a ) равна его молярной концентрации (С ), умноженной на коэффициент активности (g):

а = gС .

Использование активности вместо концентрации позволяет применять к растворам закономерности, установленные для идеальных растворов.

К слабым электролитам относятся некоторые минеральные (HNO 2 , H 2 SO 3 , H 2 S, H 2 SiO 3 , HCN, H 3 PO 4) и большинство органических кислот (СН 3 СООН, Н 2 С 2 О 4 и др.), гидроксид аммония NH 4 OH и все малорастворимые в воде основания, органические амины.

Диссоциация слабых электролитов обратима. В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами. В соответствующих уравнениях диссоциации ставится знак обратимости («). Например, уравнение диссоциации слабой уксусной кислоты записывается так:

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .

В растворе слабого бинарного электролита (КА ) устанавливается следующее равновесие, характеризуемое константой равновесия, называемой константой диссоциации К д:

КА « К + + А - ,

.

Если в 1 л раствора растворено С молей электролита КА и степень диссоциации равна a, значит, продиссоциировало aС молей электролита и образовалось каждого иона по aС молей. В недиссоциированном состоянии остается (С – aС ) молей КА .

КА « К + + А - .

С – aС aС aС

Тогда константа диссоциации будет равна:

(6.1)

Так как константа диссоциации не зависит от концентрации, то выведенное соотношение выражает зависимость степени диссоциации слабого бинарного электролита от его концентрации. Из уравнения (6.1) видно, что уменьшение концентрации слабого электролита в растворе приводит к росту степени его диссоциации. Уравнение (6.1) выражает закон разбавления Оствальда .

Для очень слабых электролитов (при a <<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:

К д a 2 C , или a » (6.2)

Константа диссоциации для каждого электролита постоянна при данной температуре, она не зависит от концентрации раствора и характеризует способность электролита распадаться на ионы. Чем выше К д, тем в большей степени электролит диссоциирует на ионы. Константы диссоциации слабых электролитов сведены в таблицы (см. прил., табл. 3).

Электролиты классифицируются на две группы в зависимости от степени диссоциации - сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты имеют степень диссоциации больше единицы или больше 30 %, слабые - меньше единицы или меньше 3 %.

Процесс диссоциация

Электролитическая диссоциация - процесс распада молекул на ионы - положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы. Заряженные частицы переносят электрический ток. Электролитическая диссоциация возможна только в растворах и расплавах.

Движущей силой диссоциации является распад ковалентных полярных связей под действием молекул воды. Полярные молекулы оттягиваются водными молекулами. В твёрдых веществах разрушаются ионные связи в процессе нагревания. Высокие температуры вызывают колебания ионов в узлах кристаллической решётки.

Рис. 1. Процесс диссоциации.

Вещества, которые легко распадаются на ионы в растворах или в расплавах и, следовательно, проводят электрический ток, называются электролитами. Неэлектролиты не проводят электричество, т.к. не распадаются на катионы и анионы.

В зависимости от степени диссоциации различают сильные и слабые электролиты. Сильные растворяются в воде, т.е. полностью, без возможности восстановления распадаются на ионы. Слабые электролиты распадаются на катионы и анионы частично. Степень их диссоциации меньше, чем у сильных электролитов.

Степень диссоциация показывает долю распавшихся молекул в общей концентрации веществ. Она выражается формулой α = n/N.

Рис. 2. Степень диссоциации.

Слабые электролиты

Список слабых электролитов:

• разбавленные и слабые неорганические кислоты - H 2 S, H 2 SO 3 , H 2 CO 3 , H 2 SiO 3 , H 3 BO 3 ;
• некоторые органические кислоты (большинство органических кислот - неэлектролиты) - CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH;
• нерастворимые основания - Al(OH) 3 , Cu(OH) 2 , Fe(OH) 2 , Zn(OH) 2 ;
• гидроксид аммония - NH 4 OH.

Рис. 3. Таблица растворимости.

Реакция диссоциации записывается с помощью ионного уравнения:

• HNO 2 ↔ H + + NO 2 – ;
• H 2 S ↔ H + + HS – ;
• NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH – .

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

• H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 – ;
• HCO 3 – ↔ H + + CO 3 2- .

Нерастворимые основания также распадаются поэтапно:

• Fe(OH) 3 ↔ Fe(OH) 2 + + OH – ;
• Fe(OH) 2 + ↔ FeOH 2+ + OH – ;
• FeOH 2+ ↔ Fe 3+ + OH – .

Воду относят к слабым электролитам. Вода практически не проводит электрический ток, т.к. слабо распадается на катионы водорода и анионы гироксид-иона. Образовавшиеся ионы обратно собираются в молекулы воды:

H 2 O ↔ H + + OH – .

Если вода легко проводит электричество, значит, в ней есть примеси. Дистиллированная вода неэлектропроводная.

Диссоциация слабых электролитов обратима. Образовавшиеся ионы вновь собираются в молекулы.

Что мы узнали?

К слабым электролитам относятся вещества, частично распадающиеся на ионы - положительные катионы и отрицательные анионы. Поэтому такие вещества плохо проводят электрический ток. К ним относятся слабые и разбавленные кислоты, нерастворимые основания, малорастворимые соли. Наиболее слабый электролит - вода. Диссоциация слабых электролитов - обратимая реакция.

Теорию электролитической диссоциации предложил шведский ученый С. Аррениус в 1887 году.

Электролитическая диссоциация - это распад молекул электролита с образованием в растворе положительно заряженных (катионов) и отрицательно заряженных (анионов) ионов.

Например, уксусная кислота диссоциирует так в водном растворе:

CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .

Диссоциация относиться к обратимым процессам. Но различные электролиты диссоциируют по-разному. Степень зависит от природы электролита, его концентрации, природы растворителя, внешних условий (температуры, давления).

Степень диссоциации α - отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул:

α=v´(x)/v(x).

Степень может варьироваться от 0 до 1 (от отсутствия диссоциации до ее полного завершения). Обозначается в процентах. Определяется экспериментальным путем. При диссоциации электролита происходит увеличение числа частиц в растворе. Степень диссоциации показывает силу электролита.

Различают сильные и слабые электролиты .

Сильные электролиты - это те электролиты, степень диссоциации которой превышает 30%.

Электролиты средней силы - это те, степень диссоциации которой делит в пределах от 3% до 30%.

Слабые электролиты - степень диссоциации в водном 0,1 М растворе меньше 3%.

Примеры слабых и сильных электролитов.

Сильные электролиты в разбавленных растворах нацело распадаются на ионы, т.е. α = 1. Но эксперименты показывают, что диссоциация не может быть равна 1, она имеет приближенное значение, но не равна 1. Это не истинная диссоциация, а кажущаяся.

Например, пусть у некоторого соединения α = 0,7. Т.е. по теории Аррениуса в растворе «плавает» 30% непродиссоцииовавших молекул. А 70% образовали свободные ионы. А электролстатическая теория дает другое определение этому понятию: если α = 0,7, то все молекулы диссоциированы на ионы, но ионы свободны лишь на 70%, а оставшиеся 30% - связаны электростатическими взаимодействиями.

Кажущаяся степень диссоциации.

Степень диссоциации зависит не только от природы растворителя и растворяемого вещества, но и от концентрации раствора и температуры.

Уравнение диссоциации можно представить в следующем виде:

AK ⇄ A- + K + .

И степень диссоциации можно выразить так:

С увеличением концентрации раствора степень диссоциации электролита падает. Т.е. значения степени для конкретного электролита не является величиной постоянной.

Так как диссоциация - процесс обратимый, то уравнения скоростей реакции можно записать следующим образом:

Если диссоциация равновесна, то скорости равны и в результате получаем константу равновесия (константу диссоциации):

К зависит от природы растворителя и от температуры, но не зависит от концентрации растворов. Из уравнения видно, что чем больше недиссоциированных молекул, тем меньше величина константы диссоциации электролита.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, и каждая ступень имеет свое значение константы диссоциации.

Если диссоциирует многоосновная кислота, то легче всего отщепляется первый протон, а при возрастании заряда аниона, притяжение возрастает, и поэтому протон отщепляется намного труднее. Например,

Константы диссоциации ортофосфорной кислоты на каждой ступени должны сильно различаться:

I - стадия:

II - стадия:

III - стадия:

На первой ступени ортофосфорная кислота - кислота средней силы, а 2ой - слабая, на 3ей - очень слабая.

Примеры констант равновесия для некоторых растворов электролитов.

Рассмотрим пример:

Если в раствор, в котором содержатся ионы серебра внести металлическую медь, то в момент равновесия, концентрация ионов меди должна быть больше, чем концентрация серебра.

Но у константы низкое значение:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Что говорит о том, что к моменту достижения равновесия растворилось очень мало хлорида серебра.

Концентрация металлической меди и серебра введены в константу равновесия.

Ионное произведение воды.

В приведенной таблице есть данные:

Эту константу называют ионным произведением воды , которое зависит только от температуры. Согласно диссоциации на 1 ион Н + приходится один гидроксид-ион. В чистой воде концентрация этих ионов одинакова: [H + ] = [OH - ].

Отсюда, [H + ] = [OH - ] = = 10-7 моль/л.

Если добавить в воду постороннее вещество, например, хлороводородную кислоту, то концентрация ионов водорода возрастет, но ионное произведение воды от концентрации не зависит.

А если добавить щелочь, то повысится концентрация ионов, а количество водорода понизится.

Концентрация и взаимосвязаны: чем больше одна величина, тем меньше другая.

Кислотность раствора (рН).

Кислотность растворов обычно выражается концентрацией ионов Н + . В кислых средах рН <10 -7 моль/л, в нейтральных - рН = 10 -7 моль/л, в щелочных - рН > 10 -7 моль/л.
Кислотность раствора выражают через отрицательный логарифм концентрации ионов водорода, называя ее рН .

рН = - lg [ H + ].

Взаимосвязь между константой и степенью диссоциации.

Рассмотрим пример диссоциации уксусной кислоты:

Найдем константу:

Молярная концентрация С=1/ V , подставим в уравнение и получим:

Эти уравнения являются законом разведения В. Оствальда , согласно которому константа диссоциации электролита не зависит от разведения растовра.

В зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые. К - константа диссоциации, которая зависит от температуры и природы электролита и растворителя, но не зависит от концентрации электролита. Реакции между ионами в растворах электролитов идут практически до конца в сторону образования осадков, газов и слабых электролитов.

Электроли́т - вещество, которое проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы, что происходит в растворах и расплавах, или движения ионов в кристаллических решётках твёрдых электролитов. Примерами электролитов могут служить водные растворы кислот, солей и оснований и некоторые кристаллы (например, иодид серебра, диоксид циркония).

Как определить сильные и слабые электролиты

Одновременно в электролите протекают процессы ассоциации ионов в молекулы. Для количественной характеристики электролитической диссоциации было введено понятие степени диссоциации. Чаще всего подразумевают водный раствор, содержащий те или иные ионы (напр., «всасывание электролитов» в кишечнике). Многокомпонентный раствор для электроосаждения металлов, а также травления и др. (технический термин, например электролит золочения).

Основным объектом исследования и разработки в гальванотехнике являются электролиты для обработки поверхности и нанесения на неё покрытий. При химическом травлении металлов названия электролитов определяется названием основных кислот или щелочей, способствующих растворению металла. Так формируется групповое название электролитов. Иногда разница (особенно в величине поляризуемости) между электролитами разных групп нивелируется добавками, содержащимися в электролитах.

Электролиты и электролитическая диссоциация

Поэтому такое название не может являться классификационным (то есть групповым), а должно служить дополнительным подгрупповым наименованием электролита. Если плотность электролита во всех ячейках аккумулятора нормальная или близка к норме (1,25-1,28 г/см3), а НРЦ не ниже 12,5 В, то необходимо проверить на обрыв цепи внутри аккумулятора. При низкой плотности электролита во всех ячейках батарею следует зарядить до стабилизации плотности.

В технике[править править вики-текст]

При переходе от одного состояния в другое, показатели напряжения и плотности электролита линейно изменяются в определенных пределах (рис.4 и табл.1). Чем глубже происходит разряд аккумулятора, тем ниже плотность электролита. Соответственно, в объеме электролита содержится количество серной кислоты, необходимое для полного использования в реакции активного вещества пластин.

Ионная проводимость присуща многим химическим соединениям, обладающим ионным строением, например солям в твердом или расплавленном состояниях, а также многим водным и неводным растворам. Под электролитической диссоциацией понимается распад молекул электролита в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов - катионов и анионов. Степень диссоциации часто выражают в процентах. Это объясняется тем, что концентрации металлических меди и серебра введены в константу равновесия.

Объясняется это тем, что концентрация воды во время реакций в водных растворах изменяется очень незначительно. Поэтому принимается, что концентрация остается постоянной и вводится в константу равновесия. Поскольку электролиты в растворах образуют ионы, то для отражения сущности реакций часто используют так называемые ионные уравнения реакций.

Термин электролит широко используется в биологии и медицине. Процесс распада молекул в растворе или расплаве электролита на ионы называется электролитической диссоциацией. Поэтому в электролитах диссоциирована определённая доля молекул вещества. Между этими двумя группами чёткой границы нет, одно и то же вещество может в одном растворителе проявлять свойства сильного электролита, а в другом - слабого.