Электролиты и электролитическая диссоциация

 

Растворы, проводящие электрический ток, называются растворами электролитов. Существуют две основные причины прохождения элект-

рического тока через проводники: за счет переноса электронов и за счет переноса ионов. Электронная проводимость присуща многим металлам, ионная проводимость – многим химическим соединениям, обладающим ионным строением. Все вещества по их поведению в растворах делятся на две группы: а) вещества, растворы которых обладают ионной проводимостью (электролиты); б) вещества, растворы которых не обладают ионной проводимостью (неэлектролоты).

К электролитам относят большинство неорганических кислот, оснований и солей. К неэлектролитам относят многие органические соединения, например, спирты и углеводы.

Под электролитической диссоциацией понимают распад молекул электролита в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов – катионов и анионов.

Количественно процесс диссоциации характеризуется следующими величинами: степенью диссоциации a, изотоническим коэффициентом i, эквивалентной электропроводимостью l, константой электролитической диссоциации К_дис.

Степень диссоциации a показывает, какая доля растворенного вещества продиссоциировала на ионы, т.е. характеризует силу электролита.

Она имеет разное значение для различных электролитов и определяет молярную электропроводимость растворов:

 

 

где С_общ – общая концентрация растворенного вещества, моль/л; С_дис – концентрация молекул, продиссоциировавших на ионы, моль/л.

Степень диссоциации электролита возрастает по мере разбавления раствора, может измеряться в долях единицы или в процентах:

a < 3% - электролит слабый и существует в растворе в виде молекул;

3 < a < 30% - электролит средней силы, при решении задач относить такие электролиты к слабым;

a > 30% - электролит сильный, существует в растворе в виде ионов;

a = 0, то диссоциация отсутствует;

a = 1 – полная диссоциация электролита (сильный электролит).

К процессу электролитической диссоциации можно применять принцип Ле-Шателье: для смещения равновесия слева направо, т.е. в сторону диссоциации, необходимо увеличить массу растворителя. Это означает, что диссоциация слабых электролитов проходит лучше в разбавленных растворах, чем в концентрированных, т.е. a возрастает с уменьшением концентрации электролита в растворе и a = 1 в бесконечно разбавленных растворах. Повышение температуры будет смещать равновесие слева направо, т.е. степень электролитической диссоциации слабого электролита – будет увеличиваться с повышением температуры.

Процесс диссоциации слабого электролита можно описать константой равновесия, которая называется константой диссоциации (К_дис). Рассмотрим процесс диссоциации бинарного электролита KtAn.

 

Kt⁺An⁻⇆Kt⁺ + An⁻

 

где [Kt⁺], [An^-] - равновесные концентрации ионов катиона и аниона, моль/л; [KtAn] - равновесная концентрация недиссоциированных молекул электролита, моль/л.

.

 

Отсюда сделав соответствующие преобразования, получаем: Полученная зависимость – это закон разбавления Оствальда. Для очень слабых электролитов a << 1, поэтому знаменателем можно пренебречь К_дис= a^2∙ Cm или . Степень диссоциации электролита увеличивается с разбавлением.

Степень диссоциации зависит от концентрации раствора электролита. Константа диссоциации слабого электролита зависит от природы растворителя и от температуры и не зависит от концентрации раствора и при постоянной температуре может служить мерой силы электролита. Чем меньше значение константы, тем слабее электролит. Для слабой кислоты концентрация ионов может быть рассчитана с использованием константы диссоциации.

Сильные электролиты диссоциируют практически полностью, необратимо в одну ступень на анионы и катионы, равновесие сдвинуто вправо.

Сильные кислоты: HCI, HBr, HI, HМnO₄, HCIO₄, HCIO₃, H₂CrO₄, H₂Cr₂O₇, H₂SO₄, HNO₃, если К_дис³ 10⁻¹. Сильные основания: элементы IA группы (Li – Fr) и IIA (Са, Sr, Ba) и Tl. Средние соли – это сильные электролиты и диссоциируют в одну ступень.

 

H₂SO₄®2H⁺ + SO₄²⁻

Ca(OH)₂®Са²⁺ + 2ОН⁻

FeCI₃®Fe⁺³ + CI⁻

PbI₂⇆Pb⁺² + 2I⁻

 

Слабые электролиты диссоциируют обратимо и ступенчато, количество ступеней равно числу функциональных групп (Н⁺ или ОН⁻) в молекуле электролита, в каждой последующей происходит отрыв одной функциональной группы группы, равновесие сдвинуто влево. Заряд иона (аниона или катиона) численно равен номеру ступени.

Кислые соли – первичная диссоциация идет полностью, далее как у слабой кислоты. Основные соли – первичная диссоциация растворимой соли идет полностью и далее как слабого основания.

 

H₂SO₃⇆H⁺ + НSO₃⁻

НSO₃⁻®Н⁺ + SO₃²⁻

Сu(ОН)₂⇆СuОН⁺ + ОН⁻

СuОН⁺→Сu²⁺ + ОН⁻

KHCO₃⇆K⁺ + HCO₃⁻

HCO₃⁻®H⁺ + CO₃²⁻

AIOHCI₂⇆AIOH⁺² + 2CI⁻

AIOH⁺²®AI⁺³ + OH⁻