Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация

· Электролиты - это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относят все соли (средние, кислые, оснóвные), основания, кислоты, амфотерные гидроксиды.

Согласно теории электролитической диссоциации Аррениуса, в водных растворах электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы - катионы и анионы.

Для количественной характеристики силы электролита используют понятие степени электролитической диссоциации (a). Степень диссоциации равна отношению числа продиссоциировавших молекул (n) к общему числу растворённых молекул (N):

По степени диссоциации электролиты условно делят на сильные и слабые. Принято считать сильными электролиты, для которых a > 30 %, остальные можно считать слабыми.

· Сильные электролиты:

· почти все соли;

· некоторые неорганические кислоты: HNO₃, H₂SO₄, HCl, HBr, HI, HMnO₄, HClO₄ и другие;

· основания – гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂.

· Слабые электролиты:

· многие неорганические и большинство органических кислот – H₂CO₃, H₂SiO₃, HNO₂, H₃PO₄, H₂SO₃, H₂S, HF, HCN, CH₃COOH и другие;

· основания (кроме гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов) и амфотерные гидроксиды. Гидроксид аммония NH₄OH – также слабый электролит.

Сильные электролиты в водном растворе диссоциируют практически полностью, поэтому в уравнениях диссоциации этих электролитов ставят знак равенства (=):

Al₂(SO₄)₃ = 2Al³⁺+ 3SO₄^2— NaHCO₃ = Na⁺ + HCO₃^— CuOHCl = CuOH⁺+ Cl^— HNO₃ = H⁺ + NO₃^— NaOH = Na⁺+ OH^—

Слабые электролиты диссоциированы частично, уравнения диссоциации слабых электролитов пишут со знаком обратимости (Û). Диссоциацию слабых электролитов характеризует константа равновесия, называемая константой диссоциации – К.

Значения констант диссоциации слабых электролитов при 298 К приведены в справочниках. Чем меньше константа диссоциации, тем слабее электролит:

NH₄OH Û NH₄⁺+ OH^—; .

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Каждую ступень равновесного состояния характеризует своя константа диссоциации. Например, при диссоциации H₂CO₃:

1-я ступень: H₂CO₃Û H⁺ + HCO₃^—; ;

2-я ступень: HCO₃^- Û H⁺ + CO₃^2—; .

Диссоциация Fe(OH)₂:

1-я ступень: Fe(OH)₂ Û FeOH⁺ + OH ^—, ;

2-я ступень: FeOH ⁺ Û Fe ²⁺ + OH ^—, .

Амфотерные гидроксиды проявляют свойства слабых оснований и слабых кислот. Диссоциацию гидроксида Pb(OH)₂= H₂PbO₂ по основному типу характеризуют уравнениями

Pb(OH)₂ Û PbOH ⁺ + OH ^—, PbOH ⁺ Û Pb ²⁺ + OH ^—;

по кислотному типу – уравнениями

H₂PbO₂ Û H ⁺ + HPbO₂^—, HPbO₂^— Û H⁺ + PbO₂^{2 —}.