ЕXAMCHEMISTRY

Готовимся к сдаче ЕГЭ по химии

Электролиты и неэлектролиты.

Проводимость веществами электрического тока или отсутствие проводимости можно наблюдать с помощью простого прибора.

Он состоит из угольных стержней (электродов), присоединенных проводами к электрической сети. В цепь включена электрическая лампочка, которая показывает присутствие или отсутствие тока в цепи. Если опустить электроды в раствор сахара ,то лампочка не загорается. Но она ярко загорится, если их опустить в раствор хлорида натрия.

Вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах и потому проводящие электрический ток, называются электролитами.

Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами.

К электролитам относятся кислоты, основания и почти все соли.

К неэлектролитам относятся большинство органических соединений, а также вещества, в молекулах которых имеются только ковалентные неполярные или малополярные связи .

Электролиты - проводники второго рода. В растворе или расплаве они распадаются на ионы, благодаря чему и протекает ток. Очевидно, чем больше ионов в растворе, тем лучше он проводит электрический ток. Чистая вода электрический ток проводит очень плохо.

Различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты при растворении вводе полностью диссоциируют на ионы.

К ним относятся:

1) почти все соли;

2) многие минеральные кислоты, например Н₂SO₄, HNO₃, НСl, HBr, HI, НМnО₄, НСlО₃, НСlО₄;

3) основания щелочных и щелочноземельных металлов.

Слабые электролиты при растворении в воде лишь частично диссоциируют на ионы.

К ним относятся:

1) почти все органические кислоты;

2) некоторые минеральные кислоты, например H₂СО₃, Н₂S, НNO₂, HClO, H₂SiO₃;

3) многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов), а также NH₄OH, который можно изображать как гидрат аммиака NH ₃∙H ₂O.

К слабым электролитам относится вода.

Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.

Основные положения теории электролитической диссоциации.

Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется элекролитической диссоциацией.

Так, хлорид натрия NaСl при растворении в воде полностью распадается на ионы натрия Na⁺ и хлорид-ионы Cl ^-.

Вода образует ионы водорода Н⁺ и гидроксид-ионы ОН^- лишь в очень незначительных количествах.

Для объяснения особенностей водных растворов электролитов шведским ученым С. Аррениусом в 1887 г. была предложена теория электролитической диссоциации . В дальнейшем она была развита многими учеными на основе учения о строении атомов и химической связи.

Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям :

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

Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома - это простые ионы ( Na ⁺, Mg²⁺, Аl³⁺ и т.д.) - или из нескольких атомов - это сложные ионы (NО₃^-, SO^2-₄ , РО^З-₄ и т.д.).

2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные - к аноду. Поэтому первые называются катионами , вторые - анионами .

Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами.

3. Диссоциация - обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы ( диссоциация ) протекает процесс соединения ионов (ассоциация).

Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости. Например, уравнение диссоциации молекулы электролита КA на катион К⁺ и анион А^- в общем виде записывается так:

КА ↔ K ⁺ + A ^-

Теория электролитической диссоциации является одной из основных теорий в неорганической химии и полностью согласуется с атомно-молекулярным учением и теорией строения атома.

Степень диссоциации.

Одним из важнейших понятий теории электролитической диссоциации Аррениуса является понятие о степени диссоциации.

Степенью диссоциации (а) называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n'), к общему числу растворенных молекул (n):

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1 или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Если же α = 20%, то это означает, что из 100 молекул данного электролита 20 распалось на ионы.

Различные электролиты имеют различную степень диссоциации. Опыт показывает, что она зависит от концентрации электролита и от температуры. С уменьшением концентрации электролита, т.е. при разбавлении его водой, степень диссоциации всегда увеличивается. Как правило, увеличивает степень диссоциации и повышение температуры. По степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые.

Рассмотрим смещение равновесия, устанавливающегося между недиссоциированными молекулами и ионами при электролитической диссоциации слабого электролита - уксусной кислоты:

СН₃СООН ↔ СН₃СОO^-+ Н⁺

При разбавлении раствора уксусной кислоты водой равновесие сместится в сторону образования ионов, - степень диссоциации кислоты возрастает. Наоборот, при упаривании раствора равновесие смещается в сторону образования молекул кислоты - степень диссоциации уменьшается.

Из этого выражения очевидно, что α может изменяться от 0 (диссоциации нет) до 1 (полная диссоциация). Степень диссоциации часто выражают в процентах. Степень диссоциации электролита может быть определена только экспериментальным путем, например по измерению температуры замерзания раствора, по электропроводности раствора и т. д.

Механизм диссоциации

Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью. Как известно, эти вещества состоят из ионов. При их растворении диполи воды ориентируются вокруг положительного и отрицательного ионов. Между ионами и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В результате связь между ионами ослабевает, происходит переход ионов из кристалла в раствор. При этом образуются гидратированные ионы, т.е. ионы, химически связанные с молекулами воды.

Аналогично диссоциируют и электролиты, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи (полярные молекулы). Вокруг каждой полярной молекулы вещества также ориентируются диполи воды, которые своими отрицательными полюсами притягиваются к положительному полюсу молекулы, а положительными полюсами - к отрицательному полюсу. В результате этого взаимодействия связующее электронное облако (электронная пара) полностью смещается к атому с большей электроотрицательностью, полярная молекула превращается в ионную и затем легко образуются гидратированные ионы:

Диссоциация полярных молекул может быть полной или частичной.

Таким образом , электролитами являются соединения с ионной или полярной связью - соли , кислоты и основания . И диссоциировать на ионы они могут в полярных растворителях.

Константа диссоциации.

Константа диссоциации. 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:

A K → A^- + K⁺.

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

где К - константа диссоциации, которая зависит от температуры и природы электролита и растворителя, но не зависит от концентрации электролита.

Диапазон констант равновесия для разных реакций очень большой - от 10^-16 до 10¹⁵. Например, высокое значение К для реакции

означает, что если в раствор, содержащий ионы серебра Ag⁺,внести металлическую медь, то в момент достижения равновесия концентрация ионов меди [Cu²⁺] намного больше, чем квадрат концентрации ионов серебра [Ag⁺]². Напротив, низкое значение Кв реакции

говорит о том, что к моменту достижения равновесия растворилось ничтожно малое количество иодида серебра AgI.

Обратите особое внимание на форму записи выражений для константы равновесия. Если концентрации некоторых реагентов существенно не изменяются в процессе реакции, то они не записываются в выражение для константы равновесия (такие константы обозначаются К¹).

Так, для реакции меди с серебром неправильным будет выражение:

Правильной будет следующая форма записи:

Это объясняется тем, что концентрации металлических меди и серебра введены в константу равновесия. Концентрации меди и серебра определяются их плотностью и не могут быть изменены. Поэтому эти концентрации нет смысла учитывать при расчете константы равновесия.

Аналогично объясняются выражения констант равновесия при растворении AgCl и AgI

Произведение растворимости. Константы диссоциации малорастворимых солей и гидроксидов металлов называются произведением растворимости соответствующих веществ (обозначается ПР).

Для реакции диссоциации воды

выражение константы будет:

, а не

Объясняется это тем, что концентрация воды во время реакций в водных растворах изменяется очень незначительно. Поэтому принимается, что концентрация [Н₂О] остается постоянной и вводится в константу равновесия.

Кислоты, основания и соли с позиций электролитической диссоциации.

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

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода.

Например:

НCl ↔ Н⁺+ С l ^- ;

СН₃СООН ↔ Н⁺ + СН₃СОО^-

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени , в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени - по третьей . Поэтому в водном растворе , например , фосфорной кислоты наряду с молекулами Н₃РО₄ имеются ионы (в последовательно уменьшающихся количествах) Н₂РО^2-₄, НРО^2-₄ и РО^3-₄

Н₃РО₄ ↔ Н⁺ + Н₂РО^-₄ (первая ступень)

Н₂РО^-₄ ↔ Н⁺ + НРO^2-₄ (вторая ступень)

НРО^2-₄ ↔ Н+ PО^З-₄ (третья ступень)

Основностъ кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации.

Так , НCl, HNO₃ - одноосновные кислоты - образуется один катион водорода;

Н₂S, Н₂СО₃, Н₂SO₄ - двухосновные,

Н₃ РО₄, Н₃ АsО₄ - трехосновные , так как образуются соответственно два и три катиона водорода.

Из четырех атомов водорода, содержащихся в молекуле уксусной кислоты СН₃СООН , только один , входящий в карбоксильную группу - СООН, способен отщепляться в виде катиона Н⁺, - уксусная кислота одноосновная.

Двух - и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато (постепенно).

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы.

Например:

KOH ↔ K⁺ + OH^-;

NH₄OH ↔ NH⁺₄ + OH^-

Основания,растворимые в воде называются щелочами . Их немного . Это 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 NН₄ОН . Большинство оснований в воде малорастворимо.

Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп ( гидроксогрупп ). Например, NН₄ОН - однокислотное основание , Са(ОН)₂- двухкислотное , Fе(ОН)₃ - трехкислотное и т . д . Двух- и многокислотные основания диссоциируют ступенчато

Ca(ОН)₂ ↔ Са(ОН)⁺ + OH^- (первая ступень)

Ca(OH)⁺ ↔ Ca²⁺+ OH^- (вторая ступень)

Однако имеются электролиты , которые при диссоциации одновременно образуют катионы водорода, и гидроксид - ионы. Эти электролиты называются амфотерными или амфолитами. К ним относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома и ряд других веществ. Вода, например, диссоциирует на ионы Н⁺ и ОН^- (в незначительных количествах):

Н₂O ↔ Н⁺ + ОН^-

Следовательно, у нее в равной мере выражены и кислотные свойства, обусловленные наличием катионов водорода Н⁺, и щелочные свойства, обусловленные наличием ионов ОН^-.

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

2ОН^- + Zn²⁺ + 2Н ₂О ↔ Zn(ОН)₂ + 2Н₂О ↔ [Zn(ОН)₄]^2-+ 2Н⁺

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов а также катион аммония (NH₄) и анионы кислотных остатков

Например:

(NH₄)₂SO₄ ↔ 2NH⁺₄ + SO^2-₄;

Na₃PO₄ ↔ 3Na⁺ + PO^3-₄

Так диссоциируют средние соли . Кислые же и основные соли диссоциируют ступенчато. У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода. Например:

KHSO₄ ↔ K⁺+ HSO^-₄

И далее:

HSO ^-₄ ↔ H⁺ + SO ^2-₄

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

Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH)⁺+ Cl^-

И далее:

Mg(OH)⁺ ↔ Mg²⁺+ OH^-