Как сделать электрическую диссоциацию

Добавил пользователь Валентин П.
Обновлено: 19.09.2024

Чистая вода не является проводником тока. Проводимость у нее появляется благодаря растворенным примесям. Происходит это в случае, когда растворенное вещество является электролитом, т.е. способно распадаться на ионы — разноименно заряженные частицы.

Электролитическая диссоциация — что это в химии, теория

С давних времен люди обращали внимание на способность некоторых растворов проводить электрический ток. Этим свойством обладают не все растворы. Например, раствор поваренной соли в воде является отличным электропроводником; растворы уксусной кислоты, как и растворы углекислого и сернистого газов, проводят ток немного хуже. А растворы спирта, сахара и ряда прочих веществ не проводят ток вовсе.

Электролит — вещество, способное проводить электрический ток в растворе и расплаве. Такая возможность обуславливается наличием в растворах и расплавах частиц, имеющих заряд — ионов.

Электролитическая диссоциация — физический процесс, при котором в растворе или при плавлении происходит распад веществ на ионы.

Однако о том, что именно ионы являются причиной проводимости, стало известно гораздо позже. Тогда считали, что молекулы распадаются на частицы вследствие воздействия электрического тока, после чего эти частицы приобретают электрический заряд.

В 1887 году Сванте Аррениус (шведский ученый) выдвинул гипотезу, что в растворе молекулы распадаются на ионы, которые притягиваются и двигаются к двум разноименно заряженным электродам — катоду и аноду. По его мнению, в этом заключалась причина появления электропроводности у растворов.

Согласно современным представлениям при растворении вещества диссоциируют, т.е. распадаются на ионы. При этом также протекает процесс гидратации — взаимодействия ионов с водой, в результате которого образуются ассоциаты ионов с молекулами Н 2 О (гидратированные ионы).

В случае веществ с ионной кристаллической решеткой, например, N a C l , вещество в исходном состоянии уже содержит ионы. В процессе растворения они в результате взаимодействия с водой переходят в раствор и гидратируются.

Аналогичные процессы протекают в растворах, к примеру, серной кислоты.

Виды электролитов, какие бывают

В химии существует классификация электролитов в зависимости от их способности к диссоциации и типа образующихся ионов. Различают виды:

кислотные;
щелочные;
солевые.

Щелочные электролиты обеспечивают электроповодимость растворов ионами O H - и катионами металлов. Молекулы кислотных распадаются на H + и ионы кислотных остатков. Солевые электролиты в процессе диссоциации распадаются на катион металла (обычно) и анион кислотного остатка.

Беря за основу силу электролита, различают сильные (неассоциированные) и слабые (ассоциированные) электролиты. Сильные — вещества с ионным или ковалентным сильно полярным типом связи, растворимые соли, щелочи (растворимые основания), сильные кислоты. Они легко необратимо распадаются на ионы, их степень диссоциации более 0,5 (50%). Слабые — вещества с ковалентной слабополярной связью, распадаются с трудом, степень диссоциации составляет менее 0,1 (10%).

Cуществуют также вещества, имеющие промежуточное значение степени диссоциации — от 10 до 50%. Их можно назвать электролитами средней силы.

Для ассоциированных электролитов, в свою очередь, существует классификация на типы, а именно:

Слабые электролиты, например: водные растворы слабых кислот H 2 S , H 2 S O 3 , C H 3 C O O H . Характерно параллельное присутствие ионов и недиссоциированных молекул.
Комплексные ионы, которые также диссоциируют в незначительной степени и обратимо, например: [ C u ( N H 3 ) 4 ] 2 + , [ F e ( C N ) 6 ] 3 + , [ C r ( H 2 O ) 3 C l 2 ] +

Как определить степень диссоциации, уравнение

В растворах электролитов могут содержаться как ионы, так и недиссоциированные частицы. Соотношение продиссоциировавших и недиссоциированных частиц получило название степени диссоциации. Обозначение — α (альфа).

Степень диссоциации — величина, показывающая отношение количества электролита, который распался на ионы, к его общему количеству электролита в растворе.

Величина степени диссоциации конкретных веществ определяется экспериментальным путем. Единицей для измерения этой величины является доля единицы или процент. Каждый электролит характеризуется различной степенью диссоциации, которая определяется:

природой электролита (сильный или слабый);
температурой (с повышением температуры степень диссоциации увеличивается);
концентрацией раствора (чем выше концентрация, тем ниже степень диссоциации).

Для сильных электролитов свойственен практически полный распад на ионы, их степень диссоциации в разбавленных растворах стремится к единице. В растворах слабых электролитов степень диссоциации незначительна и стремится к нулю.

Уравнение диссоциации сильного электролита выглядит следующим образом:

Для слабых электролитов уравнение их распада на ионы будет выглядеть так:

При этом установится равновесие, которое можно охарактеризовать константой диссоциации К д , которая вычисляется по формуле:

Именно константа диссоциации показывает, насколько электролит способен диссоциировать. Чем ее значение больше, тем количество ионов в растворе больше. Так, в растворе азотистой кислоты H N O 2 ионов водорода Н + больше, чем в растворе синильной кислоты H C N . В подтверждение этому — их константы диссоциации:

К ( H C N ) = 4 , 9 · 10 - 10

К ( H N O 2 ) = 4 , 6 · 10 - 4

Рассмотрим пример решения задач на определение степени диссоциации электролита:

Нужно определить степень диссоциации и концентрацию гидроксильных ионов в растворе, содержащем 0,03 моль гидрата аммиака N H 3 · H 2 О , если температура равна 298 К, а К д ( N H 3 · H 2 О ) = 1 , 76 × 10 - 5

Для решения задачи составляем уравнение диссоциации:

Константа диссоциации не зависит от концентрации раствора, однако находится во взаимосвязи с температурой и природой самого растворителя. По закону Оствальда можно записать:

Классификация и некоторые особенности диссоциации кислот, оснований, солей

При диссоциации кислот происходит распад их молекул на ионы, в т.ч. водорода Н + . Они обуславливают кислотные свойства вещества: соответствующее окрашивание при внесении индикатора, кислый вкус и т.п.

Кислотный остаток — это отрицательные ионы (анионы), образующиеся при диссоциации кислот.

В зависимости от числа атомов водорода в молекуле кислоты выделяют кислоты различной основности. Примеры:

Кислоты одноосновного типа: хлорная ( H C l ) , фторная ( H F ) , азотная ( H N O 3 ) .
Кислоты двухосновного типа: серная ( H 2 S O 4 ) , угольная ( H 2 C O 3 ) .
Кислоты трехосновного типа ( H 3 P O 4 ) .

При этом в случае многоосновных кислот процесс отделения катионов Н+ не происходит одномоментно. Сначала отщепляется один ион водорода, следом — второй и третий (в зависимости от количества атомов водорода в молекуле).

Таким образом, диссоциация двухосновной кислоты происходит в две ступени:

H 2 S O 4 → H + + H S O 4 - (необратимо, т. к. это сильная кислота)

H S O 4 - ↔ H + + H S O 42 - (обратимо по второй стадии)

Аналогично в три ступени проходит диссоциация трехосновной кислоты. При этом степень диссоциации максимальна для первой ступени. Каждая последующая стадия протекает хуже, чем предыдущая.

При диссоциации оснований гидроксид-ионы определяют кислотность вещества. Бывают одно - ( N a O H ) и двухкислотные основания ( C a ( O H ) 2 )

Диссоциация слабых многокислотных оснований, аналогично кислотам, протекает ступенчато:

Z n ( O H ) 2 ↔ Z n O H + + O H -

Z n O H + ↔ Z n 2 + + O H -

Бывают химические соединения, обладающие свойствами кислот и свойствами оснований (в зависимости от партнера по реакции). Это амфотерные вещества, например, A l ( O H ) 3 . Их диссоциация может проходить и по типу основания, и по типу кислоты.

Соли распадаются в водном растворе на катионы (металлы) и анионы (кислотные остатки). Существует классификация солей по составу:

С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.

Диссоциация кислот

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода (H + )

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

Н ₃ РО ₄ ↔ Н + + Н ₂ РО - ₄ (первая ступень) – дигидроортофосфат ион

Н ₂ РО - ₄ ↔ Н + + НРO 2- ₄ (вторая ступень) – гидроортофосфат ион

НРО 2- ₄ ↔ Н + + PО З- ₄ (третья ступень) – ортофосфат ион

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени - по третьей.

Диссоциация оснований

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы (OH - )

Щёлочи – это основания, растворимые в воде (основания щелочных и щелочноземельных металлов) : LiOH, NaОН, КОН, RbОН, СsОН, FrОН и Са(ОН) ₂ , Sr(ОН) ₂ , Ва(ОН) ₂ , Rа(ОН) ₂ , а также NН ₄ ОН

Примеры уравнений диссоциации щелочей:

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Ba(ОН) ₂ → Bа(ОН) + + OH - (первая ступень)

Ba(OH) + ↔ Ba 2+ +OH - (вторая ступень)

Диссоциация амфотерных оснований (амфолитов)

Амфолиты - это электролиты, которые при диссоциации одновременно образуют катионы водорода (H + ) и гидроксид-ионы (OH - )

Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка Zn(ОН) ₂ можно выразить уравнением:

2ОН - + Zn 2+ + 2Н ₂ О ↔ Zn(ОН) ₂ + 2Н ₂ О ↔ [Zn(ОН) ₄ ] 2- + 2Н +

Диссоциация солей

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов, а также катион аммония (NH + ₄ ) и анионы кислотных остатков.

Диссоциация средних солей

Кислые и основные соли диссоциируют ступенчато.

Диссоциация кислых солей

У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода.

Диссоциация основных солей

У основных солей вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы.

MgOHCl → MgOH + + Cl -

MgOH + ↔ Mg 2+ + OH -

ЗАДАНИЕ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

Используя таблицу растворимости солей, кислот, оснований напишите уравнения диссоциации следующих веществ: HF, Mg(OH) ₂ , CaCl ₂ , Zn(NO ₃ ) ₂ , Ba(OH) ₂ , K ₂ SO ₄ , H ₂ SiO ₃ , FeI ₃ , NiCl ₂ , H ₃ PO ₄ , Ca(OH) ₂ , Na ₂ CO ₃ , Na ₃ PO ₄ , HNO ₃ , KOH, Ba(OH) ₂ , H ₂ SO ₃ , Ca(NO ₃ ) ₂ , Ca ₃ (PO ₄ ) ₂ , H ₂ S, NaOH, HBr

Известно, что существуют две основные причины прохождения электрического тока через проводники: либо за счёт движения электронов в электрическом поле, либо за счет движения ионов. Электрическая проводимость присуща, прежде всего, металлам. Ионная проводимость присуща многим химическим соединения, обладающим ионным строением, например, солям в твёрдом или расплавленном состояниях, а также многим водным и неводным растворам. В связи с этим все вещества принято условно делить на две категории:

а) вещества, растворы которых обладают ионной проводимостью, называются электролитами;

б) вещества, растворы которых не обладают ионной проводимостью, называются неэлектролитами.

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

Оказалось, что, кроме хорошей электропроводности, растворы электролитов обладают более низкими значениями давлениями пара растворителя и температуры плавления и более высокими температурами кипения по сравнению с соответствующими значениями для чистого растворителя или для раствора неэлектролита в этом же растворителе. Для объяснения этих свойств, шведский ученый С. Аррениус в 1887 г. предложил теорию электролитической диссоциации.

Под электролитической диссоциацией понимается распад молекул электролита в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов - катионов и анионов под действием растворителя. Например, молекула уксусной кислоты может диссоциировать в водном растворе следующим образом:

Сущность теории электролитической диссоциации С. Аррениуса

1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы: положительные (катионы) и отрицательные (анионы).

2. Под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к отрицательному полюсу источника тока - катоду, и поэтому называются катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся к положительному полюсу источника тока - аноду, и поэтому называются анионами.

3. Электролитическая диссоциация - процесс обратимый для слабых электролитов, т. е. вместе с распадом молекул на ионы (диссоциация) идет процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация).

Электролиты подразделяются в зависимости от степени диссоциации на сильные и слабые.

вещества, которые диссоциируют полностью и необратимо, т. е. в растворе присутствуют только гидратиро-ванные ионы. Относятся все соли, сильные кислоты `"HI"`, `"HCl"`, `"HBr"`, `"HNO"_3`, `"H"_2"SO"_4`, `"HMnO"_4`, `"HClO"_4`, `"HClO"_3`, щелочи `"NaOH"`, `"LiOH"`, `"KOH"`, `"RbOH"`, `"CsOH"`, `"Ca"("OH")_2`, `"Ba"("OH")_2`, `"Sr"("OH")_2`.

С точки зрения теории электролитической диссоциации, кислотой называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе только ионы `"H"^+`:

Если кислота является двухосновной, то диссоциация кислоты происходит ступенчато. Количество стадий определяется основностью кислоты:

Сила бескислородных кислот возрастает в ряду однотипных соединений при переходе вниз по подгруппе кислотообразующего элемента: `"HCl"-"HBr"-"HI"`. Бромоводородная кислота `"HBr"` и йодоводородная `"HI"` кислоты сильнее хлороводородной, что объясняется увеличением межъядерных расстояний в их молекулах.

Фтороводородная (плавиковая) кислота `"HF"` растворяет стекло, но это вовсе не говорит о её силе. В ряду бескислородных галогенсодержащих кислот она относится к кислотам средней силы ввиду низкой концентрации в растворе ионов водорода из-за способности молекул `"HF"` к объединению (ассоциации), благодаря сильным водородным связям, возникающим при взаимодействии ионов `"F"^-` с молекулами `"HF"` (водородные связи) с образованием ионов `"HF"_2^-`, `"H"_2"F"_3^-` и других боле сложных частиц. В результате концентрация ионов водорода в водном растворе фтороводородной кислоты оказывается сильно пониженной.

Сила однотипных кислородных кислот изменяется в противоположном направлении, например, йодная кислота `"HIO"_4` слабее хлорной кислоты `"HClO"_4`. Если элемент образует несколько кислородных кислот, то наибольшей силой обладает кислота, в которой кислотообразующий элемент имеет самую высокую валентность.

Так, в ряду кислот `"HClO"-"HClO"_2-"HClO"_3-"HClO"_4` хлорная кислота наиболее сильная.

Схематически процесс распада (диссоциации) соляной кислоты на ионы можно представить следующим образом. Чтобы вещество в воде было электролитом, его молекула должна быть полярной.

Полярная молекула вещества окружена полярными молекулами воды, которые разрывают молекулу на две противоположно заряженные частицы – ионы.

с точки зрения теории электролитической диссоциации, представляет собой вещество, способное отдавать в растворе гидроксильную группу `"OH"^-`:

Диссоциация многокислотного гидроксида происходит ступенчато, например:

В свете теории электролитической диссоциации соли представляют собой соединения, образующие в водном растворе положительно заряженные ионы металла и отрицательно заряженные ионы кислотного остатка (для средних солей), а также кроме них ионы водорода (для кислых солей) и гидроксид-ионы (для основных солей):

вещества, которые диссоциируют частично и обратимо.

В растворе слабого электролита присутствуют гидратированные ионы и некоторая часть недиссоциированных молекул.

К слабым электролитам относятся:

3) оставшиеся кислоты, не относящиеся к сильным, например, `"HF"`, `"H"_2"S"`, `"HNO"_2`, `"H"_3"PO"_4` и другие, а также незамещённые органические кислоты. При растворении углекислого газа в воде образуется его гидрат `"CO"_2*"H"_2"O"` и в незначительном количестве угольная кислота `"H"_2"CO"_3`_. Тем не менее, для диссоциации воспользуемся формулой угольной кислоты:

Практически диссоциация осуществляется лишь по первой ступени. Образующийся гидрокарбонат-ион `"HCO"_3^-` ведёт себя как слабый электролит.

Причиной диссоциации электролита в водных растворах является его гидратация, т. е. взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нем. В результате такого взаимодействия образуются гидратированные, т. е. связанные с молекулами воды, ионы.

Диссоциации проходит благодаря тому, что при гидратации ионов выделяется больше энергии, чем требуется на разрыв связи в молекуле. Примерно также происходит растворение ионного кристалла в воде и образование ионов. У кристаллов энергия гидратации ионов выше энергии кристаллической решётки.

Следует учитывать, что в растворах электролитов хаотически движущиеся гидратированные ионы могут столкнуться и вновь объединиться между собой. Этот обратный процесс называется ассоциацией. При некоторой постоянной температуре в данной системе устанавливается химическое равновесие, при котором скорость диссоциации станет равной скорости ассоциации.

Также необходимо учитывать, что свойства гидратированных ионов отличаются от свойств негидратированных ионов. Например, негидратированный ион меди `"Cu"^(2+)` - белый в безводных кристаллах сульфата меди (II) `"СuSO"_4` и имеет голубой цвет, когда гидратирован, т. е. связан с молекулами воды `"Cu"^(2+)*"H"_2"O"`. Гидратированные ионы имеют как постоянное, так и переменное количество молекул воды.

Основные свойства гидроксидов одного и того же элемента усиливаются с уменьшением его валентности. Так, основные свойства у гидроксида железа (II) выражены сильнее, чем у гидроксида железа (III) и наоборот.

Слабым электролитом является гидроксид аммония `"NH"_4"OH"`. При растворении аммиака `"NH"_3` в воде образуется раствор, который слабо проводит электрический ток и имеет горько-мыльный вкус. Среда раствора основная. В растворе образуются гидрат аммиака `"NH"_3*"H"_2"O"` и в незначительном количестве гидроксид аммония `"NH"_4"OH"`, который диссоциирует как слабый электролит с образованием ионов аммония `"NH"_4^+` и гидроксид-иона `"OH"^-`.

К слабым электролитам относят некоторые соли, например хлорид цинка `"ZnCl"_2`, тиоцианат железа `"Fe"("NCS")_3`, цианид ртути `"Hg"("CN")_2`, которые также диссоциируют по ступеням.

Разделение электролитов на сильные, средние и слабые зависит от доли продиссоциированных молекул или степени диссоциации `alpha`, которая показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы `(N_"д")`, к общему числу введённых в раствор молекул `(N_"р")`:

Электролиты со степенью диссоциации `30%` и более называют сильными, со степенью диссоциации `3`-`30%` называют средними (средней силы), со степенью диссоциации менее `3%` - слабыми.

Степень диссоциации не является строгим показателем силы электролита, т. к. она зависит от концентрации раствора, природы растворителя, присутствия в растворе другие электролитов.

При понижении концентрации степень диссоциации может повышаться, и в очень разбавленных растворах слабый электролит может находиться в состоянии почти полной диссоциации, в то же время в концентрированном растворе сильный электролит может вести себя как слабый и даже как неэлектролит.

Степень диссоциации как сильных, так и слабых электролитов зависит от концентрации раствора (степень диссоциации тем выше, чем более разбавлен раствор). Более точной характеристикой диссоциации электролита является константа диссоциации, которая от концентрации раствора не зависит.

Выражение для константы диссоциации можно получить, если записать уравнение реакции диссоциации электролита АК в общем виде:

Поскольку диссоциация слабого электролита является обратимым равновесным процессом, то к данной реакции применим закон действующих масс, и можно определить константу равновесия как

где `K_"дис"` - константа диссоциации, которая зависит от температуры и природы электролита и растворителя, но не зависит от концентрации электролита;

`[AK]` – концентрация недиссоцированных молекул;

`[A^-]`, `[K^+]` - молярные концентрации анионов и катионов.

Рассчитайте количество ионов водорода в `1` л раствора серной кислоты с концентрацией `0,1` моль/л.

`0,1` моль `0,1` моль

Количество ионов водорода равно `0,1` моль.

Запишем уравнение диссоциации по второй ступени и по справочным данным определим степень диссоциации (`0,3`):

$$ <\mathrm>_^\rightleftarrows $$	`"H"^+ +"SO"_4^(2-)`.
`0,1` моль	`0,03` моль

Используем формулу для нахождения степени диссоциации (при решении задачи степень диссоциации удобно выразить в долях от единицы):

`n("диссоцH"_2"SO"_4)=0,1` моль/л `*0,3=0,03` моль.

Таким образом, в растворе появилось ионов `"H"^+` :

`0,1` моль `+ 0,03` моль `= 0,13` моль.

Следовательно, концентрация ионов водорода в растворе серной кислоты равна `0,13` моль/л.

Степень диссоциации гидроксида бария по первой ступени `- 92%`, по второй ступени `- 56%`. Рассчитайте число катионов бария и число гидроксид-ионов в `0,5` л `1,5 M` растворе.

1) Запишем уравнение электролитической диссоциации гидроксида бария:

1 ступень: `"Ba(OH")_2-> "BaOH"^+ + "OH"^-`,

2) Найдём количество вещества гидроксида бария, содержащегося в данном образце раствора:

3) Зная степень диссоциации вычислим число молекул `"Ba(OH")_2` распавшихся на ионы по первой ступени диссоциации:

Согласно диссоциации по `"I"` ступени, это количество вещества равно количеству вещества гидроксид-ионов, образовавшихся по первой ступени диссоциации, и количество ионов `"Ba(OH")^+`:

4) Исходя из количества вещества гидроксокатионов бария, образовавшихся на первой стадии диссоциации, и степени диссоциации по второй ступени, вычислим количество ионов `"Ba"("OH")^+`, диссоциирующих по второй ступени:

В соответствии с диссоциацией по `"II"` ступени, это количество вещества равно количеству вещества катионов `"Ba"^(2+)` и количеству ионов `"OH"^-`, образовавшихся по `"II"` ступени диссоциации:

5) Найдём число катионов `"Ba"^(2+)`, образующихся при диссоциации:

6) Вычислим количество вещества гидроксид-ионов, образовавшихся на обеих стадиях диссоциации, и их число:

Вещества, растворы или расплавы которых способны проводить электрический ток, называются электролитами. Соответственно, вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрического тока, называются неэлектролитами. Электролитами являются кислоты, основания и большинство солей, неэлектролитами — почти все органические соединения.

В растворе или расплаве электролиты распадаются на ионы — диссоциируют. Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется электролитической диссоциацией.

Электролитическая диссоциация происходит вследствие взаимодействия полярных молекул растворителя с молекулами или кристаллической решеткой растворяемого вещества. Молекулы растворителя разрушают кристаллическую решетку и переводят ионы в раствор в форме сольватированных заряженных частиц. Растворенное вещество и растворитель оказывают обоюдное влияние: полярные молекулы растворителя разрушают кристаллическую решетку, а высвобождающиеся ионы, переходя в раствор, вызывают упорядочивание молекул растворителя. В то же время полярные молекулы растворителя ориентированы в соответствии с зарядом ионов.

В расплавах диссоциация происходит вследствие нагревания вещества.

Идеи С. Аррениуса, разработанные в 1887 г. составили основу теории электролитической диссоциации. Согласно ей, при растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на положительные и отрицательные частицы. Под действием постоянного электрического тока неупорядоченное движение ионов в растворе или расплаве прекращается: положительно заряженные ионы (они называются катионами) движутся к катоду, отрицательно заряженные (называются анионами) — к аноду. Соответственно, на катоде минус, а на аноде – плюс. Одновременно с распадом электролита на ионы происходит объединение ионов в молекулы. Поэтому электролитическая диссоциация является обратимым процессом и при написании уравнений диссоциации указывается, что реакция идет в обе стороны

Растворение любого вещества в воде сопровождается образованием гидратов. Если при этом в растворе не происходит формульных изменений у частиц растворенного вещества, то такие вещества относят к неэлектролитам. Ими являются, например, газ азот N₂, жидкость хлороформ CHCl₃, твердое вещество сахароза C₁₂H₂₂O₁₁, которые в водном растворе существуют в виде гидратов этих молекул.
известно много веществ (в общем виде МА), которые после растворения в воде и образования гидратов молекул МА nH₂O претерпевают существенные формульные изменения. В результате в растворе появляются гидратированные ионы – катионы М + * nH₂O и анионы А * nH₂O:
МА * nH₂O → М + * nH₂O + А – * nH₂O
Такие вещества относятся к электролитам.
Процесс появления гидратированных ионов в водном растворе называется электролитической диссоциацией (С. Аррениус 1887).

Электролитическая диссоциация ионных кристаллических веществ (М + )(А – ) в воде является необратимой реакцией:
(М + )(А – )_(т) →(М + )(А – )_(р) =(М + )_(р) + (А – )_(р) Такие вещества относятся к сильным электролитам, ими являются многие основания и соли, например:

NaOH = Na + + OH – K₂SO₄ = 2K + + SO₄ –
Ba(OH)₂ = Ba 2+ + 2OH – Na₂ = 2Na + + S 2-
Электролитическая диссоциация вещества МА, состоящих из полярных ковалентных молекул, является обратимой реакцией:
(М-А)_(г,ж,т) → (М-А)_(р) ↔ М + _(р) А – _(р)такие вещества относят к слабым электролитам, ими являются многие кислоты и некоторые основания, например:
а) HNO₂ ↔ H + + NO 2-
б) CH₃COOH ↔ H + + CH₃COO –
в) H₂CO₃ ↔ H + + HCO₃ – (первая ступень)
HCO₃ – ↔ H + + CO₃ 2- (вторая ступень)
г) NH_{3 *} H₂O ↔ NH₄ + OH –
В разбавленных водных растворах слабых электролитов мы всегда обнаружим как исходные молекулы, так и продукты их диссоциации – гидратированные ионы.
Качественная характеристика диссоциации электролитов называется степенью диссоциации и обозначается ɑ 1 , всегда ɑ › 0.
Для сильных электролитов ɑ = 1 по определению (диссоциация таких электролитов полная).
Для слабых электролитов степень диссоциации – отношение малярной концентрации продиссоциировавшего вещества (с_д) к общей концентрации вещества в растворе (с):

Степень диссоциации – это доля единицы от 100%. Для слабых электролитов ɑ ˂ С 1 (100%). Для слабых кислот H_nA степень диссоциации по каждой следующей ступени резко уменьшается по сравнению с предыдущей:
H₃PO₄ ↔ H + + H₂PO₄ – = 23,5%
H₂PO₄ – ↔ H + + HPO₄ 2- = 3*10 -4 %
HPO₄ 2- ↔ H + + PO₄ 3- = 2*10 -9 %
Степень диссоциации зависит от природы и концентрации электролита, а также от температуры раствора; она растет при уменьшении концентрации вещества в растворе (т.е. при разбавлении раствора) при нагревании.
В разбавленных растворах сильных кислот H_nA их гидротионы H_n_-1A не существуют, например:
H₂SO₄ = H + + [HSO₄ – ] [HSO₄ – ] = H + + SO₄ -2
В итоге: H₂SO_4(разб.) = 2H + + SO₄ -2
в концентрированных растворах содержание гидроанионов (и даже исходных молекул) становятся заметными:
H₂SO₄ – _(конц.) ↔ H + + HSO₄ – ( ₁ ˂ 1)
HSO₄ – ↔ H + + SO₄ 2- ( ₂ ˂ ₁ ˂ 1)
(суммировать уравнения стадий обратимой диссоциации нельзя!). При нагревании значения ₁ и ₂ возрастают, что способствует протеканию реакций с участием концентрированных кислот.
Кислоты – это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор катионы водорода и никаких других положительных анионов не образуют:
* буквой обозначают степень протекания любых обратимых реакций, в том числе и степень гидролиза.
H₂SO₄ = 2H + = SO₄ 2- , HF ↔ H + + F –
Распространенные сильные кислоты:
Кислородсодержащие кислоты

Бескислородные кислоты
HCl, HBr, HI, HNCS
В разбавленном водном растворе (условно до 10%-ного или 0,1-молярного) эти кислоты диссоциируют полностью. Для сильных кислот H_nA в список вошли их гидротионы (анионы кислых солей), также диссоциирующие полностью в этих условиях.
Распространенные слабые кислоты:
Кислородсодержащие кислоты

Бескислородные кислоты
Основание – это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор гидроксид-ионы и никаких других отрицательных ионов не образуют:
KOH = K + + OH – , Ca(OH)₂ = Ca 2+ + 2OH –
Диссоциация малорастворимых оснований Mg(OH)₂, Cu(OH)₂, Mn(OH)₂, Fe(OH)₂ и других практического значения не имеет.
К сильным основаниям (щелочам) относятся NaOH, KOH, Ba(OH)₂ некоторые другие. Самым известным слабым основанием является гидрат аммиака NH₃ H₂O.
Средние соли – это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор любые катионы, кроме H + , и любые анионы, кроме OH:
Cu(NO₃)₂ = Cu 2+ + 2NO₃ –
Al₂(SO₄)₃ =2Al 3+ + 3SO₄ 2-
Na(CH₃COO) = Na + + CH₃COO –
BaCl₂ = Ba 2+ + 2Cl
K₂S = 2K + + S 2-
Mg(CN)₂ = Mg 2+ + 2CN –
речь идет не только о хорошо растворимых солях. Диссоциация малорастворимых и практически нерастворимых солей значения не имеет.
Аналогично диссоциируют двойные соли:
KAl(SO₄)₂ = K + + Al 3+ + 2SO₄ 2-
Fe(NH₄)₂(SO₄)₂ = Fe 2+ + 2NH₄ + 2SO₄ 2-
Кислые соли (большинство из них растворимы в воде) диссоциируют полностью по типу средних солей:
KHSO₄ = K + + HSO₄ –
KHCr₂O₇ = K + + HCr₂O₇ –
KH₂PO₄ = K + + H₂PO₄ –
NaHCO₃ = Na + + HCO₃ –
Образующиеся гидроанионы подвергаются, в свою очередь, воздействию воды:
а) если гидроанион принадлежит сильной кислоте, то он и сам диссоциирует также полностью:
HSO₄ – = H + + HSO₄ 2- , HCr₂O₇ – = H + + Cr₂O₇ 2-
и полное уравнение реакции диссоциации запишется в виде:
KHSO₄ = K + + H + + SO₄ 2-
KHCr₂O₇ = K + + H + Cr₂O₇ 2-
(растворы этих солей обязательно будут кислыми, как и растворы соответствующих кислот);
б) если гидротион принадлежит слабой кислоте, то его поведение в воде двойственно – либо неполная диссоциация по типу слабой кислоты:
H₂PO₄ – ↔ H + + HPO₄ 2- ( ₁)
HCO₃ – ↔ H + CO₃ 2- ( ₁)

Основные соли MgCl(OH), CuCO₃(OH)₂ и другие в своем большинстве практически нерастворимы в воде, и обсуждать их поведение в водном растворе невозможно.

Также вы можете посмотреть ВИДЕО-уроки на эту тему:

И выполнить задания из ЦТ и ЕГЭ на эту тему вы можете здесь

Читайте также: