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:
- 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:
- 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.
- 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.
- 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.
- 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):
- 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.
