Электролитическая диссоциация

Электролитическая диссоциация

• Все вещества принято условно делить по их поведению в растворах на две категории:
• а) вещества, растворы которых проводят ток ( электролиты);
• б) вещества, растворы которых не проводят ток (неэлектролиты ).
• К электролитам относится большинство неорганических кислот, оснований и солей. К неэлектролитам относятся многие органические соединения, например: кетоны, углеводы. Распад электролитов на ионы при растворении в воде называется электролитической диссоциацией.

Теория С. Аррениуса

• Основные положения теории электролитической диссоциации (С. Аррениус, 1887):
• 1. При растворении в воде электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы. Процесс диссоциации является обратимым.
• 2. Под воздействием электрического тока положительные ионы (катионы) движутся к катоду, отрицательные (анионы) – к аноду.
• 3. Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, концентрации электролита и температуры.

Степень диссоциации

• Степень диссоциации а – это отношение числа молекул, распавшихся на ионы ( n ´) к общему числу растворённых молекул.
• ( n ) a = n ´/ n , α может изменяться от 0 (диссоциации нет) до 1 (полная диссоциация). Степень диссоциации увеличивается с разбавлением раствора.
• Электролиты со степенью диссоциации больше 30% обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 3 до 30% - средними, менее 3% - слабыми электролитами.

Сильные и слабые электролиты

• К сильным электролитам относятся почти все соли, сильные кислоты ( HCl , HBr , HI , HNO 3 , HClO 4 , H 2 SO 4 (разб)), и некоторые основания ( LiOH , NaOH , KOH , Ca ( OH ) 2 , Sr ( OH ) 2 , Ba ( OH ) 2 ). К слабым электролитам относятся слабые кислоты ( H 2 S , H 2 SO 3 , CH 3 COOH , C 6 H 5 OH , H 2 SiO 3 ) и слабые основания.

Диссоциация кислот

• Диссоциация многоосновных кислот происходит в несколько стадий, каждая их которых характеризуется своей константой:

• H 2 S = H + + (HS – )
• HS = H + + S 2– , .

Ионные реакции

• Направление протекания ионных реакций. Реакции между ионами в растворах электролитов идут практически до конца в сторону образования а) осадков, б) газов, в) слабых электролитов.
• Примеры.

• а) Образование осадков:
• BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2 NaCl .
• Полное ионное уравнение:
• Ba 2+ + 2 Cl – + 2 Na + + SO 4 2– = BaSO 4 ↓ + 2 Na + + 2 Cl – .
• Сокращённое ионное уравнение:
• Ba 2+ + SO 4 2– = BaSO 4 ↓.

Ионные реакции

• б) Образование газов:
• CaCO 3 + 2 HCl = CaCl 2 + CO 2 ↑ + H 2 O , или
• CaCO 3 + 2H + = Ca 2+ + CO 2 ↑ + H 2 O.
• t
• NH 4 NO 3 + KOH = KNO 3 + NH 3 ↑+H 2 O, или
• t
• NH 4 – + OH – = NH 3 ↑ + H 2 O .

• в) Образование слабых электролитов (воды, слабых кислот и оснований, комплексных соединений):
• HCl + NaOH = NaCl + H 2 O , или
• H + + OH – = H 2 O .
• 2KF + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 +2HF, или
• F – + H + = HF.
• Во всех этих примерах реакции идут с образованием вещества с меньшей концентрацией ионов в растворе.