Электролитическая диссоциация – это процесс распада электролита на ионы при растворении его в воде или расплавлении.

Электролитическая диссоциация.

В 1887 году шведский физико - химик Сванте Аррениус, исследуя электропроводность водных растворов, высказал предположение, что в таких растворах вещества распадаются на заряженные частицы – ионы.

Это и есть причина электрического тока в растворах. Данный процесс получил название электролитической диссоциации (дословный перевод – расщепление, разложение под действием электричества). Такое название также предполагает, что диссоциация происходит под действием электрического тока. Дальнейшие исследования показали, что это не так: ионы являются только переносчиками зарядов в растворе и существуют в нем независимо от того, проходит через раствор ток или нет. При активном участии Сванте Аррениуса была сформулирована теория электролитической диссоциации, которую часто называют в честь этого ученого. Основная идея данной теории заключается в том, что электролиты под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. И именно эти ионы являются носителями заряда и отвечают за электропроводность раствора.

Электролитическая диссоциация – это процесс распада электролита на ионы при растворении его в воде или расплавлении.

Основные положения теории:

1. Электролиты в растворах под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. Такой процесс называется электролитической диссоциацией. Диссоциация также может проходить при расплавлении твердых электролитов.

2. Ионы отличаются от атомов по составу и свойствам. В водных растворах ионы находятся в гидратированном состоянии. Ионы в гидратированном состоянии отличаются по свойствам от ионов в газообразном состоянии вещества. Это объясняется так: в ионных соединениях уже изначально присутствуют катионы и анионы.

3. В растворах или расплавах электролитов ионы движутся хаотично, но при пропускании электрического тока ионы движутся направленно: катионы – к катоду, анионы – к аноду.

К электролитам относятся кислоты, основания и соли. В свете теории электролитической диссоциации можно дать им определения.

Основания – это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах образуется только один вид анионов: гидроксид-анион: OH^-.

NaOH ↔ Na⁺ + OH⁻

Диссоциация оснований, содержащих несколько гидроксильных групп, происходит ступенчато:

Ba(OH)₂↔ Ba(ОН)⁺ + OH⁻ Первая ступень

Ba(OH)⁺ ↔ Ba²⁺ + OH⁻ Вторая ступень

Ba(OH)₂↔ Ba²⁺ + 2 OH⁻ Суммарное уравнение

Кислоты – это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах образуется только один вид катионов: H⁺. Ионом водорода называют именно гидратированный протон и обозначают H₃O⁺, но для простоты записывают H⁺.

HNO₃↔ H⁺ + NO₃⁻

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H₃PO₄↔ H⁺ + H₂PO₄^- Первая ступень

H₂PO₄^- ↔ H⁺ + HPO₄^2- Вторая ступень

HPO₄^2-↔ H⁺ + PO₄^3- Третья ступень

H₃PO₄↔ 3H⁺ + PO₄^3-Суммарное уравнение

Соли – это электролиты, диссоцирующие в водных растворах на катионы металла и анионы кислотного остатка.
Na₂SO₄ ↔ 2Na⁺ + SO₄²⁻

Средние соли – это электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла или катионы аммония и анионы кислотного остатка.

Основные соли – это электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла, гидроксид анионы и анионы кислотного остатка.

Кислые соли – это электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла, катионы водорода и анионы кислотного остатка.

Двойные соли – это электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы нескольких металлов и анионы кислотного остатка.

KAl(SO₄)₂↔ K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄²

Смешанные соли – это электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла и анионы нескольких кислотных остатков.

Сила электролитов.

Электролитическая диссоциация в той или иной степени – процесс обратимый. Но при растворении некоторых соединений равновесие диссоциации в значительной степени смещено в сторону диссоциируемой формы. В растворах таких электролитов диссоциация протекает практически необратимо. Такие вещества называют сильными электролитами.

Слабыми называются электролиты, в которых диссоциация происходит незначительно.

Для количественной оценки силы электролита введено понятие степени электролитической диссоциации.

Силу электролита можно охарактеризовать и при помощи константы химического равновесия диссоциации. Называется она константа диссоциации.

При увеличении температуры и разбавлении раствора степень электролитической диссоциации увеличивается. Поэтому оценить силу электролита можно, только сравнивания их при одинаковых условиях. За стандарт принята t = 18⁰С и с = 0,1 моль/л.

Реакции ионного обмена

Сущность реакции в растворах электролитов выражается ионным уравнением. В нем учитывается тот факт, что в одном растворе сильные электролиты присутствуют в виде ионов. А слабые электролиты и недиссоциируемые вещества записываются в молекулярной форме.

Реакции в растворах электролитов протекают в направлении связывания ионов.

Существует несколько форм связывания ионов:

1. Образование осадка

2. Выделение газа

3. Образование слабого электролита.

· 1. Образование осадка:

BaCl₂ + Na₂CO₃ → BaCO₃↓ + 2NaCl.

Ba²⁺+2Cl^- + 2Na⁺₊CO₃^2-→ BaCO₃↓ + 2Na⁺+2Cl^- полное ионное уравнение

Ba²⁺ + CO₃^2-→ BaCO₃↓ сокращенное ионное уравнение.

Сокращенное ионное уравнение показывает, что при взаимодействии любого растворимого соединения, содержащего ион Ba²⁺, с соединением, содержащим карбонат-анион CO₃^2-, в результате получится нерастворимый осадок BaCO₃↓.

· 2. Выделение газа:

Na₂CO₃ +H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂O + CO₂↑

2Na⁺ + CO₃^2- +2H⁺+ SO₄^2- → 2Na⁺ + SO₄^2- + H₂O + CO₂↑ полное ионное уравнение

2H⁺ + CO₃^2- → H₂O + CO₂↑ сокращенное ионное уравнение.

· 3. Образование слабого электролита:

KOH + HBr → KBr + H₂O

K⁺ + OH^- + H⁺ + Br^- → K⁺ + Br^- + H₂O полное ионное уравнение

OH^- + H⁺ → H₂O сокращенное ионное уравнение.

Рассматривая эти примеры, мы убедились, что все реакции в растворах электролитов происходят в направлении связывания ионов.