Электролитическая диссоциация

При изучении свойств веществ ученые обнаружили, что водные растворы некоторых веществ проводят электрический ток. Причем в нерастворенном состоянии такого свойства нет. Такие вещества назвали электролитами.

Объяснение этому явлению смог найти шведский химик Сванте Август Аррениус. Он предположил, что при растворении в воде электролиты распадаются на ионы: катионы (положительно заряженные) и анионы (отрицательно заряженные).

Такой процесс распада на ионы называется электролитическая диссоциация.

Электрический ток – это направленное движение заряженных частиц. Например, в проводе от лампочки движутся электроны. А в растворе электролита движутся ионы. Поэтому такие растворы электропроводны.

Теория электролитической диссоциации Аррениуса подтвердилась. И теперь мы можем на молекулярном уровне объяснить, почему происходит диссоциация.

Все дело в растворителе – воде. В молекуле воды связи O–H сильно полярны. Электронная плотность оттягивается к кислороду. На нем создается избыток электронной плотности – возникает частичный отрицательный заряд (обозначается как δ–: «дельта минус»). От атомов водорода электронная плотность оттягивается: на них создается частичный положительный заряд (обозначается как δ+: «дельта плюс»).

Поэтому молекула воды – диполь (ди – значит два), у нее есть два «полюса»: положительный и отрицательный.

Положительный полюс притягивает анион, отрицательный – катион в молекуле электролита.

Современное определение термина: электролит – вещество, которое распадается на ионы (диссоциирует) при растворении или расплавлении.

Электролиты – вещества разнообразные. Некоторые из них хорошо диссоциируют, некоторые плохо. Для численного выражения того, насколько вещество диссоциировало существует есть величина – степень диссоциации (обозначается буквой a). Степень диссоциации равна отношению числа диссоциировавших на ионы молекул к общему (исходному) числу молекул:

Предположим, изначально было 100 молекул, 50 диссоциировало, значит степень диссоциации равна:

В зависимости от величины степени диссоциации электролиты подразделяют на сильные, средней силы и слабые. По школьной программе электролиты средней силы приравниваются к слабым.

Сильные электролиты.

Степень диссоциации у сильных электролитов стремится к единице, то есть они практически полностью диссоциируют. Сильными электролитами являются:

  1. Растворимые соли (растворимость солей смотрим в таблице растворимости).

Соли диссоциируют на катионы металла и анионы кислотного остатка. Заряд металла численно равен его степени окисления. Заряд кислотного остатка равен числу замещенных атомов водорода (которые заместил металл в кислоте, соответствующей соли) только с отрицательным знаком.

ВАЖНО! Число ионов, образовавшихся при диссоциации, равно числу ионов в соли:

  1. Сильные кислоты.

Кислоты в растворе диссоциируют на катион водорода (H+) и анион кислотного остатка. Сила кислот обусловлена их способностью диссоциировать. Сильные кислоты делают это хорошо – они сильные электролиты. Сильные кислоты = сильные электролиты.

Есть кислоты, которые могут образовать более одного катиона водорода (H+). Например, H2SO4. Такие кислоты будут диссоциировать ступенчато (то есть в несколько этапов).

Такая диссоциация называется ступенчатой. Кислоты, которые диссоциируют в одну ступень называются одноосновными, которые диссоциируют в две ступени – двухосновными, в три – трехосновными.

При ступенчатой диссоциации каждая последующая ступень идет чуть хуже. То есть по первой ступени диссоциация идет лучше всего.

  1. Щелочи.

Растворимые в воде основания – щелочи являются сильными электролитами. Как мы помним, щелочей всего восемь: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.

Если сила кислот определяется способностью диссоциировать с образованием (H+), то сила оснований определяется способностью диссоциировать с образованием гидроксид-иона (OH). Опять-таки, щелочи – потому и сильные основания, потому что хорошо диссоциируют.

Как и в случае с кислотами, есть щелочи, диссоциирующие в одну ступень. А есть, которые в несколько.

Щелочи, образованные металлами со степенью окисления +1, диссоциируют в одну ступень:

Щелочи, образованные металлами со степенью окисления +2, диссоциируют в две ступени:

Раз от электронейтрального Ca(OH)2 отщепляется отрицательно заряженный ион (OH), он уносит с собой один отрицательный заряд (–), и остается частица, заряженная положительно (CaOH+).

Щелочи, которые диссоциируют в одну ступень называются однокислотными, которые диссоциируют в две ступени – двухкислотными. По второй ступени диссоциация идет чуть хуже.

Слабые электролиты.

Степень диссоциации этих веществ – величина небольшая. Эти вещества только частично диссоциируют в растворе, их диссоциация обратима.

  1. Самый известный слабый электролит – это вода.

Вода крайне незначительно диссоциирует. Очищенная от растворенных веществ она даже не проводит электрический ток. Но даже этой незначительной диссоциации достаточно для проявления некоторых свойств воды.

  1. Слабые кислоты.

Сильные кислоты – это сильные электролиты, а слабые кислоты, соответственно, слабые электролиты.

Диссоциация идет так же, как у сильных кислот, но обратимо, не полностью:

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

Диссоциация H2S:

Диссоциация H3PO4:

Стоит отдельно отметить угольную и сернистую кислоту. Их формулы, если помните, H2CO3 и H2SO3. Дело в том, что в таком виде, в котором они записаны, их не существует. Поэтому записывать их так нельзя. Если угольная или сернистая кислота вступают в реакцию или образуются в ходе реакции нужно записывать в виде кислотного оксида и воды.

Поэтому уравнение диссоциации этих кислот будет выглядеть вот так (на примере угольной кислоты):

  1. Водный раствор аммиака (NH3).

У атома азота в аммиаке есть НЭП (неподеленная электронная пара)

Поэтому азот может образовывать связь с катионом водорода (H+) по донорно-акцепторному механизму: азот предоставляет пару электронов, а катион водорода (H+) – пустую орбиталь:

Образовавшийся ион (NH4+) называется ионом аммония.

Как мы помним, вода диссоциирует:

 

Образовавшийся при диссоциации воды ион водорода присоединяется к молекуле аммиака. Уравнение диссоциации водного раствора аммиака имеет следующий вид:

Как сернистая и угольная кислота, соединения NH4OH – гидроксид аммония не существует. Если он образуется в ходе реакции или вступает в реакцию нужно писать: NH3 + H2O.

Природа катиона водорода.

Атом водорода (H0) представляет из себя ядро (содержащее один протон) и электронную оболочку (состоящую из одного электрона).

Чтобы превратиться в катион, атом водорода должен отдать один электрон:

Ho -1e → H+

Что произойдет если атом водорода отдаст один единственный электрон?

Но такого не может быть, протон – это очень маленькая частица, несопоставимая по размерам с атомами и ионами.

В действительности процесс образования иона водорода (H+) «выглядит» иначе. Ион H+ в растворе присоединен к молекуле воды. По тому же принципу, как ион H+ присоединяется к аммиаку. Ведь у кислорода тоже есть неподеленная электронная пара:

Поэтому реакции диссоциации следовало бы записывать вот так:

Ион H3O+ называется ионом гидроксония. Именно эта частица подразумевается, когда мы записываем H+. И правильнее было бы записывать H3O+, но по традиции записываем H+. Называем его протоном.

Авторизация
*
*

Регистрация
*
*
*
Пароль не введен
*
Генерация пароля

himiyaklas.ru cможет принять любую посещаемость благодаря кешированию WP Super Cache