Теоретическая часть. 1. 1. Электролитическая диссоциация; сильные и слабые электролиты

1.1. Электролитическая диссоциация; сильные
и слабые электролиты

В растворах или расплавах перенос тока осуществляется ионами, поэтому их называют ионными проводниками, или проводниками второго рода, в отличие от проводников первого рода — металлов, в которых электрический ток переносится посредством электронов. При пропускании электрического тока через раствор электролита положительно заряженные ионы направляются к катоду (их называют катионами), а отрицательные — к аноду (анионы).

Электролиты – это вещества, диссоциирующие в растворах или расплавах на ионы и способные проводить электрический ток (многие соли, кислоты, основания). Неэлектролиты не проводят в растворе или расплаве электрический ток (это большинство органических соединений: сахар, спирты и др.).

Электролитическая диссоциация — распад молекул электролитов на ионы в результате взаимодействия с растворителем (процесс сольватации; с водой – гидратации). Это обратимый процесс. Обратный процесс соединения ионов называется ассоциацией.

Поскольку электролитическая диссоциация – процесс обратимый, то количественной характеристикой равновесного состояния водного раствора электролита является степень электролитической диссоциации (α) – отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул. Степень электролитической диссоциации зависит от природы растворенного вещества, растворителя, концентрации и температуры раствора. При разбавлении раствора степень электролитической диссоциации увеличивается. Как правило, она возрастает и при повышении температуры.

По значению степени электролитической диссоциации для 0,1 н. растворов электролиты условно делятся на сильные, слабые и средние.

Сильные электролиты — вещества, молекулы которых при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы (условно принимается, что для них α > 0,3). К сильным электролитам относятся почти все растворимые соли, многие неорганические кислоты (HNO₃, HCl, H₂SO₄ , HClO₄ , HClO₃ , HBr, HI), основания щелочных и щелочноземельных металлов.

Средние электролиты (0,3 < α <0,03) – некоторые неорганические и органические кислоты, такие как H₂SO₃ , H₃PO₄ , HF, H₂CrO₄ , HCOOH и др.

Слабые электролиты (α < 0,03) – при растворении в воде диссоциируют на ионы частично. К слабым электролитам относятся большинство органических кислот, неорганические кислоты CH₃COOH, H₂CO₃, H₂S, HNO₂ , HCN, HClO, H₂SiO₃, H₃BO₃ , основания металлов (кроме вышеупомянутых оснований щелочных и щелочноземельных металлов), гидроксид аммония NH₄OH, некоторые соли (например, Fe(SCN)₃, HgCl₂ , CdI₂), вода.

Многоосновные кислоты, а также основания двухвалентных и более металлов ионизируют ступенчато, отдавая в раствор один, два и более ионов водорода или гидроксид-ионов. Например:

а) H₃PO₄ = H⁺ + H₂PO₄^– (I);

H₂PO₄^– = H⁺ + HPO₄^2– (II);

HPO₄^2– = H⁺ + PO₄^3– (III);

б) Fe(OH)₃ = OH^– + Fe(OH)₂⁺ (I);

Fe(OH)₂⁺ = OH^– + Fe(OH)²⁺ (II);

Fe(OH)²⁺ = OH^– + Fe³⁺ (III).

Способность многоосновных кислот и оснований многовалентных металлов ионизироваться ступенчато объясняет их способность к образованию кислых и основных солей соответственно. Кислые соли образуются, если для нейтрализации взято недостаточное количество гидроксида. Соответственно, основные соли образуются, если для нейтрализации взято недостаточное количество кислоты.

В таблице 3 приведены степени диссоциации α некоторых кислот, оснований и солей в водных растворах для 0,1 н. растворов при 18°С. Для сильных электролитов даны их кажущиеся степени диссоциации, для многоосновных кислот указаны данные по первой ступени диссоциации.

3 Таблица

Степень диссоциации некоторых электролитов