Электролитическая диссоциация – классическая теория, формулы и определения

Вы уже знаете о существовании веществ — металлов. Их отличительной чертой является способность проводить электрический ток, благодаря движению электронов. Вы, конечно, понимаете, что в технике электроэнергия передается по металлическим проводам (обычно изготовленным из меди или алюминия, а также из других металлов). В то же время электрический ток могут переносить не только электроны, но и любые другие заряженные частицы, в том числе ионы. Например, растворами, проводящими электрический ток, являются растворы кислот, щелочей и солей. Объясняет это явление электролитическая диссоциация, которую мы и изучим в данной статье.

Электролиты и неэлектролиты

В XVIII в. естествоиспытатели установили, что все растворы можно разделить на две большие группы — на те, которые не проводят электрический ток, и на те, что проводят ток – проводники. Г. Ом установил, что растворы-проводники проводят ток по тем же законам, что и проводники-металлы. Но почему они проводят электрический ток, ученые не знали.
В том, что одни растворы проводят ток, а другие не проводят, можно легко убедиться, проведя несложный эксперимент.

В химический стакан наливают раствор поваренной соли, в него ставят пластинку из эбонита с вмонтированными в нее двумя электродами, к клеммам которых присоединены электрические провода. Один из них соединен с лампочкой. Выходной контакт от лампочки и провод от другой клеммы идут к источнику тока.

Раствор проводит электрический ток, поэтому лампочка загорается. Если опустить электроды в стакан с сухой поваренной солью, то лампочка не будет гореть. Тот же результат получится, если электроды опустить в дистиллированную воду. Добавим в стакан дистиллированную воду, которая сама почти не проводит ток, а раствор соли проводит ток.

Если сухой гидроксид натрия поместим в фарфоровую чашку и расплавим в пламени горелки, то и такой расплав будет проводить ток. Проведя подобный эксперимент с разными кислотами, щелочами, солями, можно убедиться, что их растворы также проводят ток. Такие вещества называют электролитами.

[wpremark preset_name=”default-check” icon_show=”1″ icon_image=”check-bold” icon_color=”#34bc58″ icon_width=”32″ icon_height=”32″ icon_indent=”16″ background_show=”1″ background_color=”#def9e5″ border_top=”0″ border_right=”0″ border_bottom=”0″ border_left=”0″ border_width=”2″ border_color=”#34bc58″ shadow_show=”0″ shadow_x=”0″ shadow_y=”5″ shadow_blur=”10″ shadow_stretching=”-5″ shadow_opacity=”0.3″ title_show=”0″ title_bold=”0″ title_italic=”0″ title_underline=”0″ title_uppercase=”0″ title_font_size=”18″ title_line_height=”1.5″ text_bold=”0″ text_italic=”0″ text_underline=”0″ text_uppercase=”0″ padding_top=”20″ padding_right=”20″ padding_bottom=”20″ padding_left=”20″ margin_top=”20″ margin_right=”0″ margin_bottom=”20″ margin_left=”0″ border_radius=”5″]Вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами.[/wpremark]

Но не все они проводят ток. Если мы проведем эксперимент с растворами глюкозы, сахарозы и других органических и некоторых неорганических веществ, то они ток не проводят. Такие вещества называют неэлектролитами.

[wpremark preset_name=”default-check” icon_show=”1″ icon_image=”check-circle-regular” icon_color=”#34bc58″ icon_width=”32″ icon_height=”32″ icon_indent=”16″ background_show=”1″ background_color=”#def9e5″ border_top=”0″ border_right=”0″ border_bottom=”0″ border_left=”0″ border_width=”2″ border_color=”#34bc58″ shadow_show=”0″ shadow_x=”0″ shadow_y=”5″ shadow_blur=”10″ shadow_stretching=”-5″ shadow_opacity=”0.3″ title_show=”0″ title_bold=”0″ title_italic=”0″ title_underline=”0″ title_uppercase=”0″ title_font_size=”18″ title_line_height=”1.5″ text_bold=”0″ text_italic=”0″ text_underline=”0″ text_uppercase=”0″ padding_top=”20″ padding_right=”20″ padding_bottom=”20″ padding_left=”20″ margin_top=”20″ margin_right=”0″ margin_bottom=”20″ margin_left=”0″ border_radius=”5″]Вещества, растворы и расплавы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами.[/wpremark]

Сказанное можно представить в виде схемы.

Собственно, в теориях, объясняющих тот странный факт, что растворы одних веществ обладают способностью проводить электрический ток, а растворы других веществ этой способностью не обладают, недостатка не было.

Электролитическая диссоциация

[wpremark preset_name=”default-check” icon_show=”1″ icon_image=”check-bold” icon_color=”#34bc58″ icon_width=”32″ icon_height=”32″ icon_indent=”16″ background_show=”1″ background_color=”#def9e5″ border_top=”0″ border_right=”0″ border_bottom=”0″ border_left=”0″ border_width=”2″ border_color=”#34bc58″ shadow_show=”0″ shadow_x=”0″ shadow_y=”5″ shadow_blur=”10″ shadow_stretching=”-5″ shadow_opacity=”0.3″ title_show=”0″ title_bold=”0″ title_italic=”0″ title_underline=”0″ title_uppercase=”0″ title_font_size=”18″ title_line_height=”1.5″ text_bold=”0″ text_italic=”0″ text_underline=”0″ text_uppercase=”0″ padding_top=”20″ padding_right=”20″ padding_bottom=”20″ padding_left=”20″ margin_top=”20″ margin_right=”0″ margin_bottom=”20″ margin_left=”0″ border_radius=”5″]Процесс распада растворенного или расплавленного, проводящего ток вещества на ионы называется электролитической диссоциацией (от лат. dissociatio— “разъединение”).[/wpremark]

Сущность теории электролитической диссоциации состоит в том, что молекулы электролитов в водных растворах под влиянием молекул воды или расплавлении распадаются на заряженные частицы — ионы (от греч. — “идущий”). Появление ионов в водных растворах солей, кислот, щелочей связано с диссоциацией этих веществ на ионы:

• NaCl \rightleftarrows Na^{+}+Cl^{-}
• KOH \rightleftarrows K^{+}+OH^{-}
• HNO_3 \rightleftarrows H^{+}+NO_{3}^{-}

Молекулы некоторых неэлектролитов (сахар, газы, бензин) при растворении в воде не распадаются на ионы, поэтому они и не проводят электрический ток.

Механизм электролитической диссоциации

Вы уже знаете, что причиной электропроводности растворов электролитов является наличие в ионов, которые образуются при растворении электролитов в воде.
Механизм электролитической диссоциации был обнародован русскими химиками И. А.Каблуковым и В. А.Кистяковским, которые применили химическую теорию Д. И. Менделеева и доказали, что в растворе находятся не свободные ионы, а гидратированные, то есть окруженные молекулами воды. Д. И. Менделеев обосновал сущность процесса растворения и природу растворов, разработал гидратную теорию растворов.

В основе этой теории лежит обоснование сущности химического взаимодействия растворенного вещества с молекулами воды, при котором образуются неустойчивые соединения, называемые гидратами. Д, И. Менделеев доказал, что процесс растворения — это не механический распад на частицы, а химический процесс соединения частиц с водой, в результате чего образуются гидраты.

Почему диссоциация электролитов происходит в воде и не происходит, например, в керосине? Чтобы ответить на этот вопрос, нужно рассмотреть строение молекулы воды. Вода имеет ковалентную сильнополярную связь. Ее молекулы представляют собой диполи (имеют два полюса). Угол между связями в молекуле воды равен 104,5°.

Легче всего в воде диссоциируют вещества с ионной связью и соответственно с ионной кристаллической решеткой, так как они практически уже состоят из готовых ионов (например, хлорид натрия).

При соприкосновении кристаллического хлористого натрия с водой происходит атака молекул соли молекулами воды. При этом положительные концы молекул воды прилипают к ионам Cl, а отрицательные — к ионам Na. При таком взаимодействии, как и при любом другом, между противоположными зарядами выделяется энергия — она-то и идет на разрыв связи между катионом и анионом.

Процесс взаимодействия ионов с молекулами воды назвали гидратацией, если другой – растворитель – сольватацией.

Именно благодаря гидратации, ионы в растворах окружены довольно плотной и прочной оболочкой молекул воды.

Очевидно, что последовательность процессов, происходящих при диссоциации веществ с ионной связью (растворимых солей и щелочей), будет такой:

1. Ориентация молекул воды около ионов кристалла.
2. Гидратация ионов электролита молекулами воды.
3. Диссоциация (распад) электролита на ионы.

Упрощенно происходящие процессы можно отразить с помощью следующего уравнения:

NaCl \rightleftarrows Na^{+}+Cl^{-}

По аналогии диссоциируют и электролиты, в молекулах которых имеется ковалентная сильнополярная связь (например, молекула хлороводорода НСl). В этом случае под влиянием диполей воды происходит превращение ковалентной полярной связи в ионную. Последовательность процессов, происходящих при этом, будет такой:

1. Ориентация молекул воды вокруг полюсов молекул электролита.
2. Гидратация молекул электролита с молекулами воды.
3. Ионизация молекул электролита (превращение ковалентной связи в ионную).
4. Диссоциация молекул электролита на гидратированные ионы. Процесс диссоциации кислот в воде сопровождается также химическим взаимодействием молекул воды и молекул кислот, которые описывают следующей схемой реакции:  HCl+H_2O \rightleftarrows H_3 O^{+}+Cl^{-}.

Частица H_{3}O носит название ион оксония, но все же для удобства вместо этого иона пишут ионы H+, а уравнение диссоциации соляной кислоты (HCl) будет таким:

HCl \rightleftarrows H^{+}+Cl^{-}

Таким образом, диссоциация электролитов на ионы изображается химическими уравнениями, называемыми уравнениями диссоциации. В общем виде этот процесс можно изобразить так:

KA \rightleftarrows K^{+}+A^{-}

где KA — молекула электролита: К^{+} — катион; А^{-} — анион.

[wpremark preset_name=”default-check” icon_show=”1″ icon_image=”check-bold” icon_color=”#34bc58″ icon_width=”32″ icon_height=”32″ icon_indent=”16″ background_show=”1″ background_color=”#def9e5″ border_top=”0″ border_right=”0″ border_bottom=”0″ border_left=”0″ border_width=”2″ border_color=”#34bc58″ shadow_show=”0″ shadow_x=”0″ shadow_y=”5″ shadow_blur=”10″ shadow_stretching=”-5″ shadow_opacity=”0.3″ title_show=”0″ title_bold=”0″ title_italic=”0″ title_underline=”0″ title_uppercase=”0″ title_font_size=”18″ title_line_height=”1.5″ text_bold=”0″ text_italic=”0″ text_underline=”0″ text_uppercase=”0″ padding_top=”20″ padding_right=”20″ padding_bottom=”20″ padding_left=”20″ margin_top=”20″ margin_right=”0″ margin_bottom=”20″ margin_left=”0″ border_radius=”5″]Диссоциация — процесс обратимый (то есть происходит в двух противоположных направлениях, обозначается ), и наряду с распадом электролита на ионы происходит обратный процесс — ассоциация, то есть хаотичное соединение противоположно заряженных ионов обратно в молекулы электролитов.[/wpremark]

Электролитическая диссоциация кислот, оснований и солей

Кислоты

• HCl \rightleftarrows H^{+}+Cl^{-}
• HNO_3 \rightleftarrows H^{+} + NO_3 ^{-}
• H_2SO_4 \rightleftarrows H^{+}+HSO_4 ^{-}

Много основные кислоты диссоциируют ступенчато. Например, для серной кислоты число ступеней или стадий диссоциации равно двум, так как число атомов водорода в ней два.

1-я ступень (стадия) — образование гидросульфат-ионов:

H_2 SO_4 \rightleftarrows H^{+} +HSO_4 ^{-}

2-я ступень (стадия) — образование сульфат-ионов:

HSO_4 ^{-} \rightleftarrows H^{+} + SO_4 ^{2-}

Суммарное уравнение диссоциации серной кислоты выглядит так:

H_2SO_4 \rightleftarrows H^{+}+HSO_4 ^{-}

Следует учесть, что диссоциация таких кислот по каждой следующей ступени ослабевает.

Все кислоты объединяет то, что они при диссоциации обязательно образуют катионы водорода, поэтому справедливо предположить, что общие свойства кислот — кислый вкус, изменение цвета индикатора. — обусловлены именно катионами водорода.

Основания

Основания — это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла и анионы гидроксогрупп (гидроксид-ионы).

• NaOH \rightleftarrows Na^{+} + OH^{-}
• Ca(OH)_2 \rightleftarrows Ca^{2+} + 2OH^{-}

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Например, для гидроксида кальция число ступеней диссоциации равно двум, так как число гидроксогрупп в нем две.

1-я ступень – образование гидроксид-ионов кальция:

Ca(OH)_2 \rightleftarrows CaOH^{+} + OH^{-}

2-я ступень — образование ионов кальция:

CaOH^{+} \rightleftarrows Ca^{2+} + OH^{-}

Суммарное уравнение диссоциации:

Ca(OH)_2 \rightleftarrows Ca^{2+} + 2OH^{-}

Так же как и в случае многоосновных кислот, диссоциация таких оснований на каждой следующей стадии ослабевает.
Все общие свойства оснований — мылкость на ощупь, изменение окраски индикатора — обусловлены гидроксид-ионами.

Соли

Соли — это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла и анионы кислотных остатков:

K_3PO_4 \rightleftarrows 3K^{+}+PO_4 ^{3-}

Свойства солей определяются как катионами, так и анионами. Так, например, соли серной кислоты имеют общие свойства за счет ионов SO_4 ^{2-}, а различающиеся свойства — за счет разных катионов. Имеет значение тип соли, подвергающийся диссоциации. Если растворимая соль является средней (например, K_3 PO_4), то такая соль диссоциирует без ступеней, сразу на катионы и анионы. Но если растворимая соль является кислой, то диссоциация будет ступенчатой, например, для гидросульфата натрия:

1-я ступень —образование ионов натрия и гидросульфат-ионов:

NaHSO_4 \rightleftarrows Na^{+}+HSO_4 ^{-}

2-я ступень — образование сульфат-ионов:

HSO_4^{-} \rightleftarrows H^{+}+SO_4 ^{2-}

Суммарное уравнение диссоциации гидросульфата натрия выглядит так:

NaHSO_4 \rightleftarrows Na^{+}+H^{+} + SO_4 ^{2-}

Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения электролитической диссоциации

Характерные химические свойства электролитов показаны в таблице.

Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения электролитической диссоциации.

Электролиты	Характерные общие ионы	Характерные свойства
Кислоты	H^{+}	Действуют на индикаторы и реагируют с ионами OH^{-} с образованием воды H^{+}+OH^{-}=H_2 O
Основания	OH^{-}	Действуют на индикаторы и реагируют с ионами H^{+} с образованием воды: OH^{-}+H^{+}=H_2 O
Соли	Общих ионов нет	Отсутствуют общие свойства, обусловленные наличием общих ионов.

.

Степень электролитической диссоциации

Если провести эксперимент по электропроводности в растворе соляной и уксусной кислоты, то мы обнаружим, что лампочка будет светить ярко в первом случае, а во втором — едва гореть. Почему это происходит? Объяснив, как происходит процесс диссоциации, можно заметить, что этот процесс является обратимым. Наряду с распадом электролитов происходит и обратный процесс соединения ионов в молекулы электролитов. В растворах электролитов наряду с ионами присутствуют и молекулы, поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации, которую обозначают греческой буквой (“альфа”).

Степень диссоциации α — это отношение числа частиц, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных частиц (N):

\alpha = \frac{n}{N}

Степень диссоциации (константа) определяют опытным путем и выражают в долях или процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, если α = 1, или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Растворы имеют разное значение степени диссоциации, так как она зависит от природы вещества (как и в нашем эксперименте с кислотами). Она также зависит и от концентрации: с разбавлением раствора степень диссоциации увеличивается. Так, если в раствор уксусной кислоты добавить воду, лампочка загорится сильнее, так как увеличится степень диссоциации раствора.

Понятно, что электропроводность связана с диссоциацией: чем выше степень диссоциация, тем больше ионов в растворе и тем, следовательно, выше электропроводность раствора.

Сильные и слабые электролиты

Но степени, диссоциации электролиты разделяют на сильные (α > 30%), средние (3%< α < 30%, H_3 PO_4, HNO_2) и слабые (α < 3%). Это легко определить по горению электрической лампочки в растворах сильных, слабых электролитов и неэлектролитов.

Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы. У таких растворов значение степени диссоциации стремится к единице даже при сильном разбавлении.

К сильным электролитам относятся:

1) сильные кислоты, например, H_2SO_4, HCl, HNO_3, HI;
2) все щелочи, например, KOH, Ba(OH)_2, NaOH;
3) растворимые соли, например, KCl, NaNO_3, MgSO_4.

Слабые электролиты при растворении в воде почти не диссоциируют на ионы. У таких веществ значение степени диссоциации стремится к нулю.

К слабым электролитам относятся:

1) слабые кислоты, например,H_2CO_3, HF, H_2S ;
2) слабые основания, например, Fe(OH)_2, Mg(OH)_2, NH_4OH(водный раствор аммиака);
3) вода, малорастворимые соли, например, CaSO_4, PbBr_2 .

Деление электролитов на сильные и слабые имеет практическое значение, например, в источниках электрической энергии, в аккумуляторах.

Понятно, что для приготовления аккумуляторной жидкости берут растворы серной кислоты или гидроксида лития, так как это сильные электролиты. Для определения видов электролитов следует опираться на таблицу растворимости кислот, оснований, солей, помещенную в приложении к учебнику.

Таблица степеней диссоциации сильных электролитов

Сильные электролиты	Формула	Степень диссоциации (в %)
Соляная кислота	HCl	92
Бромоводородная кислота	HBr	92
Йодоводородная кислота	HI	92
Азотная кислота	HNO_3	92
Гидроксид бария	Ba(OH)_2	92
Гидроксид калия	KOH	89
Хлорид калия	KCl	86
Гидроксид натрия	NaOH	84
Хлорид натрия	NaCl	84
Серная кислота	H_2SO_4	90

Основные положения классической теории электролитической диссоциации

Обобщим сведения об электролитической диссоциации в виде основных положений общепризнанной классической теории электролитической диссоциации.

1. Электролиты — это вещества, которые при растворении в воде илы в расплавленном состоянии диссоциируют (распадаются) на ионы. Ионы — это атомы или группы атомов, обладающие положительным (катионы) или отрицательным (анионы) зарядом.

Ионы бывают простые (Na^{+}, Br^{-}, S^{2-}) и сложные (OH^{-}, K^{+},Ca^{2+}).

Существуют бесцветные ионы (OH^{-}, K^{+}, Ca^{2+}) и окрашенные (Cu^{2+}, Fe^{3-}, MnO_4 ^{-}). Так и растворы электролитов бывают бесцветными (KOH) и окрашенными (KMnO_4).

2. Ионы отличаются от атомов как по строению, так и по свойствам.

Так, атомы натрия легко отдают наружные электроны, поэтому химически активны: окисляются на воздухе, реагируют с водой. А вот ионы натрия не отдают электроны, потому не могут окисляться и с водой не реагируют.

3. В растворе и расплаве электролита ионы движутся хаотически. Под действием электрического тока положительно заряженные ионы (катионы) движутся к катоду, а отрицательно заряженные анионы — к аноду.

4. Не все электролиты в одинаковой мере диссоциируют на ионы.
Электролиты делятся на сильные и слабые. Постоянная диссоциации зависит от природы вещества и его концентрации.

5. Электролитическая диссоциация — процесс обратимый.

В уравнениях диссоциации электролитов обязательно следует вместо знака равенства ставить знак обратимости:

6. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.