Вещества, растворы (или расплавы) которых проводят электрический ток, называются э л е к т р о л и т а м и. Нередко электролитами называют и сами растворы этих веществ. Эти растворы (расплавы) электролитов являются проводниками второго рода, так как передача электричества осуществляется в них движением и о н о в - заряженных частиц. Частица, заряженная положительно называется катионом (Са +2), частица несущая отрицательный заряд - анионом (ОН ־). Ионы могут быть простые (Са +2 , Н +) и сложные (РО 4 ־ 3 , НСО 3 ־ 2).

Основоположником теории электролитической диссоциации является шведский ученый С. Аррениус. Согласно теории электролитической диссоциацией называется распад молекул на ионы при их растворении в воде, причем это происходит без воздействия электрического тока. Однако эта теория не отвечала на вопросы: какие причины обусловливают появление в растворах ионов и почему положительные ионы, сталкиваясь с отрицательными, не образуют нейтральных частиц.

Свой вклад в развитие этой теории внесли русские ученые: Д.И. Менделеев, И. А. Каблуков – сторонники химической теории растворов, обращавшие внимание на влияние растворителя в процессе диссоциации. Каблуков утверждал, что растворенное вещество взаимодействует с растворителем (процесс с о л ь в а т а ц и и ) образуя продукты переменного состава (с о л ь в а т ы ).

Сольват представляет собой ион, окруженный молекулами растворителя (сольватная оболочка), которых может быть разное количество (именно за счет этого достигается переменный состав). Если растворителем является вода, то процесс взаимодействия молекул растворенного вещества и растворителя называется г и д р а т а ц и е й, а продукт взаимодействия - г и д р а т о м.

Таким образом, причиной электролитической диссоциации является сольватация (гидратация). И именно сольватация (гидратация) ионов препятствует обратному соединению в нейтральные молекулы.

Количественно процесс диссоциации характеризуется величиной степени электролитической диссоциации ( α ), которая представляет собой отношение количества распавшегося на ионы вещества к общему количеству растворенного вещества. Отсюда следует, что для сильных электролитов α = 1 или 100 % (в растворе присутствуют ионы растворенного вещества), для слабых электролитов 0 < α < 1 (в растворе присутствуют наряду с ионами растворенного вещества и его недиссоциированные молекулы), для неэлектролитов α = 0 (ионы в растворе отсутствуют). Помимо природы растворенного вещества и растворителя величина α зависит от концентрации раствора и температуры.

Если растворителем является вода, к сильным электролитам относятся:

1) все соли;

2) следующие кислоты: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 , HNO 3 , HClO 4 ;

3) следующие основания: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 .

Процесс электролитической диссоциации является обратимым, следовательно, его можно охарактеризовать величиной константы равновесия, которая, в случае слабого электролита, называется константой диссоциации (К Д ) .

Чем больше эта величина, тем легче электролит распадается на ионы, тем больше его ионов в растворе. Например: HF ═ H + + F־

Эта величина постоянная при данной температуре и зависит от природы электролита, растворителя.

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Например, молекулы серной кислоты в первую очередь отщепляют один катион водорода:

H 2 SO 4 ═ Н + + HSO 4 ־ .

Отщепление второго иона по уравнению

HSO 4 ־ ═ Н + + SO 4 ־ 2

идет уже значительно труднее, так как ему приходится преодолевать притяжение со стороны двухзарядного иона SO 4 ־ 2 , который, конечно, притягивает к себе ион водорода сильнее, чем однозарядный ион HSO 4 ־ . Поэтому вторая ступень диссоциации происходит в гораздо меньшей степени, чем первая.

Основания, содержащие более одной гидроксильной группы в молекуле, тоже диссоциируют ступенчато. Например:

Ba(OH) 2 ═ BaOH + + OH - ;

BaOH + = Ba 2+ + OH - .

Средние (нормальные) соли всегда диссоциируют на ионы металлов и кислотных остатков:

CaCl 2 = Ca 2+ + 2Cl - ;

Na 2 SO 4 = 2Na + + SO 4 2- .

Кислые соли, подобно многоосновным кислотам, диссоциируют ступенчато. Например:

NaHCO 3 = Na + + HCO 3 - ;

HCO 3 - = H + + CO 3 2- .

Однако степень диссоциации по второй ступени очень мала, так что раствор кислой соли содержит лишь незначительное число ионов водорода.

Основные соли диссоциируют на ионы основных и кислотных остатков. Например:

Fe(OH)Cl 2 = FeOH 2+ + 2Cl - .

Вторичной диссоциации ионов основных остатков на ионы металла и гидроксила почти не происходит.

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 Н 2 SO 4 , HNO 3 , НСl, HBr, HI, НМnО 4 , НСlО 3 , НСlО 4 ;

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 H 2 СО 3 , Н 2 S, НNO 2 , HClO, H 2 SiO 3 ;

3) многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов), а также NH 4 OH, который можно изображать как гидрат аммиака NH 3 ∙H 2 O.

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 + , Mg 2+ , Аl 3+ и т.д.) - или из нескольких атомов - это сложные ионы (NО 3 - , 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:

СН 3 СООН ↔ СН 3 СОO - + 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 10 15 . 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 намного больше, чем квадрат концентрации ионов серебра 2 . Напротив, низкое значение К в 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 К 1).

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:

Объясняется это тем, что концентрация воды во время реакций в водных растворах изменяется очень незначительно. Поэтому принимается, что концентрация [Н 2 О] 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 - ;

СН 3 СООН ↔ Н + + СН 3 СОО -

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 Н 3 РО 4 имеются ионы (в последовательно уменьшающихся количествах) Н 2 РО 2- 4 , НРО 2- 4 и РО 3- 4

Н 3 РО 4 ↔ Н + + Н 2 РО - 4 (первая ступень)

Н 2 РО - 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, HNO 3 - одноосновные кислоты - образуется один катион водорода;

Н 2 S, Н 2 СО 3 , Н 2 SO 4 - двухосновные,

Н 3 РО 4 , Н 3 АsО 4 - трехосновные, так как образуются соответственно два и три катиона водорода.

Из четырех атомов водорода, содержащихся в молекуле уксусной кислоты СН 3 СООН, 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 - ;

NH 4 OH ↔ 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 NН 4 ОН. Большинство оснований в воде малорастворимо.

Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп (гидроксогрупп). Например, NН 4 ОН - 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) + ↔ Ca 2+ + 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):

Н 2 O ↔ 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 - + Zn 2+ + 2Н 2 О ↔ Zn(ОН) 2 + 2Н 2 О ↔ 2- + 2Н +

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов а также катион аммония (NH 4) и анионы кислотных остатков

Например:

(NH 4) 2 SO 4 ↔ 2NH + 4 + SO 2- 4 ;

Na 3 PO 4 ↔ 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:

KHSO 4 ↔ K + + HSO - 4

HSO - 4 ↔ H + + SO 2- 4

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

Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH) + + Cl -

Все вещества по способности в растворе или в расплавленном состоянии проводить электрический ток можно подразделить на две группы: электролиты и неэлектролиты.

Электролитами называются вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся кислоты, основания и соли.

Неэлектролитами называются вещества, растворы или расплавы которых электрический ток не проводят. Например, многие органические вещества.

Способность электролитов (проводников II рода) проводить электрический ток принципиально отличается от электропроводности металлов (проводников I рода): электропроводность металлов обусловлена движением электронов, а электропроводность электролитов связана с движением ионов.

Было обнаружено, что в растворах кислот, оснований и солей экспериментально найденные значения p, tкрист., tкип., pосм, больше теоретически рассчитанных для того же раствора по его молярной концентрации в i раз (i - изотонический коэффициент). Причем число частиц в растворе NaCl увеличилось почти в 2 раза, а в растворе СаCl2 - в 3 раза.

Для объяснения особенностей поведения электролитов шведским ученым С.Аррениусом в 1887 г. была предложена теория, получившая название теории электролитической диссоциации . Сущность теории состоит в следующем:

• 1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на заряженные частицы (ионы) - положительно заряженные катионы (Na+, K+, Ca2+, H+) и отрицательно заряженные анионы (Cl-, SO42-, CO32-, OH-). Свойства ионов совершенно иные, чем у образовавших их атомов. Распад нейтрального вещества на ионы в результате химического взаимодействия с растворителем называют электролитической диссоциацией.
• 2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: катионы движутся к отрицательно заряженному электроду (катоду), анионы - к положительно заряженному электроду (аноду).
• 3. Диссоциация - процесс обратимый и равновесный. Это означает, что параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация), идет процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация): КА К+ + А-.
• 4. В растворе ионы находятся в гидратированном состоянии.

Для количественной оценки электролитической диссоциации используется понятие степени электролитической диссоциации () - отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул. Степень диссоциации определяется опытным путем и выражается в долях или процентах. Степень электролитической диссоциации зависит от природы растворителя и растворяемого вещества, температуры и концентрации раствора:

• 1. Чем более полярен растворитель, тем выше степень диссоциации в нем электролита.
• 2. Диссоциации подвергаются вещества с ионной и ковалентной полярной связью.
• 3. Повышение температуры, увеличивает диссоциацию слабых электролитов.
• 4. При уменьшении концентрации электролита (при разбавлении) степень диссоциации увеличивается.

В зависимости от величины степени диссоциация условно электролиты (при концентрации их растворов 0,1 М) делят на:

По виду образующихся при диссоциации ионов все электролиты можно разделить на кислоты, основания, соли.

Кислоты - электролиты, диссоциирующие с образованием только катионов H+ и кислотного остатка (Cl- - хлорид, NO3- - нитрат, SO42- - сульфат, HCO3 гидрокарбонат, CO32 карбонат). Например: НСl Н++Сl-, H2SO4 2Н++SO42- .

Наличие в растворах кислот иона водорода, точнее, гидратированного иона Н3O+, обусловливает общие свойства кислот (кислый вкус, действие на индикаторы, взаимодействие со щелочами, взаимодействие с металлами с выделением водорода и пр.).

В многоосновных кислотах диссоциация происходит ступенчато, причем каждая ступень характеризуется своей величиной степени диссоциации. Так, ортофосфорная кислота диссоциирует по трем ступеням:

I ступень	H3РO4 Н+ + H2РO4-
II ступень	H2РO4- Н+ + HРO42-
III ступень	HРO42- Н+ + РO43-

Причем 3<2<1, т.е. распад электролита на ионы протекает, в основном, по первой ступени и в растворе ортофосфорной кислоты будут находиться преимущественно ионы Н+ и H2РO4-. Причины этого в том, что ионы водорода значительно сильнее притягиваются к трехзарядному иону РO43- и двухзарядному иону HРO42-, чем к однозарядному H2РO4-. Кроме того, на 2-ой и 3-ей ступенях имеет место смещение равновесия в сторону исходной формы по принципу Ле-Шателье за счет накапливающихся ионов водорода.

Основания - электролиты, диссоциирующие с образованием в качестве анионов только гидроксид-ионы (OH-). После отрыва OH- остаются катионы: Na+, Cа2+, NH4+. Например: NaOH Na+ + ОН-, Са(ОН)2 Са2+ + 2 OН-.

Общие свойства оснований (мыльность на ощупь, действие на индикатор, взаимодействие с кислотами и пр.) определяются наличием в растворах оснований гидроксо-группы ОН-.

Для многокислотных оснований характерна ступенчатая диссоциация:

I ступень	Ва(ОН)2 Ва(ОН)+ + OН-
II ступень	Ва(ОН)+ Ва2+ + OН-

Диссоциация амфотерных гидроксидов протекает как по типу основания, так и по типу кислоты. Так, диссоциация гидроксида цинка может протекать по следующим направлениям (при этом равновесие сдвигается в зависимости от среды по принципу Ле-Шателье):

Соли - это электролиты, диссоциирующие на катионы металла (или заменяющих его групп) и анионы кислотного остатка.

Средние соли диссоциируют полностью: CuSO4 Cu2+ + SO42-. В отличие от средних солей, кислые и основные соли диссоциируют ступенчато:

I ступень	NaНСО3 Na+ + НСО3-	Сu(ОН)Cl Сu(ОН)+ + Cl-
II ступень	НСО3- Н+ + СО32-	Сu(ОН)+ Сu2+ + OН-,

причем степень диссоциации солей по второй ступени очень мала.

Реакции обмена в растворах электролитов - это реакции между ионами. Необходимым условием протекания реакций обмена в растворах электролитов является образование слабодиссоциирующих соединений или соединений, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа.

При написании уравнений реакций в ионно-молекулярном виде слабодиссоциирующие, газообразные и труднорастворимые соединения записывают в виде молекул , а растворимые сильные электролиты - в виде ионов. При написании ионных уравнений следует обязательно руководствоваться таблицей растворимости кислот, оснований и солей в воде (Приложение А).

Рассмотрим методику написания ионных уравнений на примерах.

Пример 1. Напишите в ионно-молекулярной форме уравнение реакции:

ВаСl2 + K2SО4 = ВаSО4 + 2KСl

Решение: Соли являются сильными электролитами и практически полностью диссоциируют на ионы. Так как ВаSО4 - практически нерастворимое соединение (см. таблицу приложения А), основная часть сульфата бария будет находиться в недиссоциированном виде, поэтому это вещество запишем в виде молекул, а остальные соли, являющиеся растворимыми, в виде ионов:

Ва2+ + 2Сl- + 2K+ + SО42- = ВаSО4 + 2K+ + 2Сl-

Как видно из полученного полного ионно-молекулярного уравнения, ионы K+ и Сl- не взаимодействуют, поэтому, исключив их, получим краткое ионно-молекулярное уравнение:

Ва2+ + SО42- = ВаSО4 ,

Стрелка показывает, что образующееся вещество выпадает в осадок.

Ионными уравнениями могут быть изображены любые реакции, протекающие в растворах между электролитами. Причем суть любой химической реакции отображает именно краткое ионно-молекулярное уравнение. На основании ионно-молекулярного уравнения можно легко написать молекулярное.

Пример 2. Подберите молекулярное уравнение к следующему ионно-молекулярному уравнению: 2Н+ + S2- = Н2S.

Решение: Ионы водорода образуются при диссоциации любой сильной кислоты, например НСl. К ионам водорода в кратком ионном уравнении необходимо добавить два иона хлора. К сульфид-ионам следует добавить катионы (например, 2K+), образующие растворимый, хорошо диссоциирующий электролит. Затем такие же ионы нужно написать в правой части. Тогда полное ионно-молекулярное и молекулярное уравнения будут иметь вид:

• 2Н+ + 2Сl- + 2K+ + S2- = Н2S + 2K+ + 2Сl-
• 2 НСl + K2S = Н2S + 2 KСl-

Вы никогда не задумывались над тем, почему одни растворы проводят электричество, а другие — нет? Например, всем известно, что лучше не принимать ванну, одновременно укладывая волосы феном. Ведь вода - неплохой проводник электрического тока, и если работающий фен упадет в воду, то не избежать. На самом деле, вода — не такой уж и хороший проводник тока. Есть растворы, которые проводят электричество гораздо лучше. Такие вещества называют электролитами. К ним можно отнести кислоты, щелочи и растворимые в воде соли.

Электролиты — кто они?

Возникает вопрос: почему растворы одних веществ пропускают электричество, а других — нет? Все дело в заряженных частицах — катионах и анионах. При растворении в воде электролиты распадаются на ионы, которые при действии электрического тока движутся в заданном направлении. Положительно заряженные катионы движутся к отрицательному полюсу — катоду, а отрицательно заряженные анионы движутся к положительному полюсу — аноду. Процесс распада вещества на ионы при расплавлении или растворении в воде носит гордое название — электролитическая диссоциация.

Этот термин ввел в обращение шведский ученый С.Аррениус, когда изучал свойства растворов пропускать электричество. Для этого он замыкал через раствор какого-либо вещества и следил загорается лампочка при этом или нет. Если лампочка накаливания загорается — значит раствор проводит электричество, из чего следует вывод, что это вещество является электролитом. Если лампочка остается потухшей — то раствор не проводит электричество, следовательно это вещество — неэлектролит. К неэлетролитам относятся растворы сахара, спирта, глюкозы. А вот расторы поваренной соли, серной кислоты и прекрасно проводят электрический ток, следовательно в них протекает электролитическая диссоциация.

Как протекает диссоциация?

Впоследствии теорию электролитической диссоциации развили и дополнили русские ученые И.А. Каблуков и В.А. Кистяковский, применив к ее обоснованию химическую теорию растворов Д.И. Менделеева.

Эти ученые выяснили, что электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей протекает в следствие гидратации электролита, то есть его взаимодействия с молекулами воды. Ионы, катионы и анионы, образующиеся в результате этого процесса будут гидратированными, то есть связанными с молекулами воды, которые их окружают плотным кольцом. Их свойства значительно отличаются от негидратированных ионов.

Итак, в растворе нитрата стронция Sr(NO3)2, а также в растворах гидроксида цезия CsOH, протекает электролитическая диссоциация. Примеры этого процесса можно выразить следующими :

Sr(NO3)2 = Sr2+ + 2NO3 -,

т.е. при диссоциации одной молекулы нитрата стронция образуется один катион стронция и 2 нитрат-аниона;

CsOH = Cs+ + OH-,

т.е. при диссоциации одной молекулы гидроксида цезия образуется один катион цезия и один гидроксид-анион.

Электролитическая диссоциация кислот происходит аналогично. Для йодоводородной кислоты этот процесс можно выразить следующим уравнением:

т.е. при диссоциации одной молекулы йодоводородной кислоты образуется один катион водорода и один анион йода.

Механизм диссоциации.

Электролитическая диссоциация веществ-электролитов протекает в несколько стадий. Для веществ с ионным типом связи, таких как NaCl, NaOH этот процесс включает в себя три последовательных процесса:

вначале молекулы воды, имеющие 2 разноименных полюса (положительный и отрицательный) и представляющие собой диполь, ориентируются у ионов кристалла. Положительным полюсом они прикрепляются к отрицательному иону кристалла, и наоборот, отрицательным полюсом — к положительному у ионов кристалла;

затем происходит гидратация ионов кристалла диполями воды,

и только после этого гидратированные ионы как бы расходятся в разные стороны и начинают двигаться в растворе или расплаве хаотично до тех пор, пока на них не подействуют электрическим полем.

Для веществ с таких как HCl и другие кислоты, процесс диссоциации аналогичен, за исключением того, что на начальном этапе происходит переход ковалентной связи в ионную за счет действия диполей воды. Таковы основные моменты теории диссоциации веществ.

Электролиты и неэлектролиты

Из уроков физики известно, что растворы од­них веществ способны проводить электрический ток, а других - нет.

Вещества, растворы которых проводят электрический ток, называются электролитами .

Вещества, растворы кото­рых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами . Например растворы сахара, спирта, глюкозы и некоторых других веществ не проводят элек­трический ток.

Электролитические диссоциация и ассоциация

Почему же растворы элек­тролитов проводят электри­ческий ток?

Шведский ученый С. Ар­рениус, изучая электропро­водность различных веществ, пришел в 1877 г. к выводу, что причиной электропровод­ности является наличие в растворе ионов , которые образуются при растворении электролита в воде.

Процесс распада электролита на ионы называ­ется электролитической диссоциацией .

С. Аррениус, который придерживался физиче­ской теории растворов, не учитывал взаимодей­ствия электролита с водой и считал, что в раство­рах находятся свободные ионы. В отличие от него русские химики И. А. Каблуков и В. А. Кистяков- ский применили к объяснению электролитической диссоциации химическую теорию Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита про­исходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы . Они считали, что в растворах находятся не свободные, не «голые» ионы, а гидратированные, т. е. «одетые в шубку» из молекул воды.

Молекулы воды представляют собой диполи (два полюса), так как атомы водорода расположены под углом 104,5°, благодаря чему молекула имеет угло­вую форму. Молекула воды схематически представ­лена ниже.

Как правило, легче всего диссоциируют веще­ства с ионной связью и, соответственно, с ионной кристаллической решеткой, так как они уже состо­ят из готовых ионов. При их растворении диполи во­ды ориентируются противоположно заряженными концами вокруг положительных и отрицательных ионов электролита.

Между ионами электролита и диполями воды возникают силы взаимного притяжения . В ре­зультате связь между ионами ослабевает, и про­исходит переход ионов из кристалла в раствор. Очевидно, что последовательность про­цессов, происходящих при диссоциации веществ с ионной связью (солей и щелочей), будет такой:

1) ориентация молекул (диполей) воды около ио­нов кристалла;

2) гидратация (взаимодействие) молекул воды с ионами поверхностного слоя кристалла;

3) диссоциация (распад) кристалла электролита на гидратированные ионы.

Упрощенно происходящие процессы можно от­разить с помощью следующего уравнения:

Аналогично диссоциируют и электролиты, в мо­лекулах которых ковалентная связь (например, мо­лекулы хлороводорода HCl, смотри ниже); только в этом случае под влиянием диполей воды происходит превращение ковалентной полярной связи в ион­ную; последовательность процессов, происходящих при этом, будет такой:

1) ориентация молекул воды вокруг полюсов моле­кул электролита;

2) гидратация (взаимодействие) молекул воды с молекулами электролита;

3) ионизация молекул электролита (превращение ковалентной полярной связи в ионную);

4) диссоциация (распад) молекул электролита на гидратированные ионы.

Упрощенно процесс диссоциации соляной кис­лоты можно отразить с помощью следующего урав­нения:

Следует учитывать, что в растворах электро­литов хаотически движущиеся гидратированные ионы могут столкнуться и вновь объединиться между собой. Этот обратный процесс называется ассоциацией. Ассоциация в растворах происходит параллельно с диссоциацией, поэтому в уравнени­ях реакций ставят знак обратимости.

Свойства гидратированных ионов отличаются от свойств негидратированных. Например, негидрати­рованный ион меди Cu 2+ - белый в безводных кри­сталлах сульфата меди (II) и имеет голубой цвет, когда гидратирован, т. е. связан с молекулами во­ды Cu 2+ nH 2 O. Гидратированные ионы имеют как постоянное, так и переменное число молекул воды.

Степень электролитической диссоциации

В растворах электролитов наряду с ионами при­сутствуют и молекулы. Поэтому растворы электро­литов характеризуются степенью диссоциации , ко­торая обозначается греческой буквой а («альфа»).

Это отношение числа частиц, распавшихся на ионы (N g), к общему числу растворенных частиц (N p).

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях или про­центах. Если а = 0, то диссоциация отсутствует, а если а = 1, или 100 %, то электролит полностью распадается на ионы. Различные электролиты име­ют различную степень диссоциации, т. е. степень диссоциации зависит от природы электролита. Она также зависит и от концентрации: с разбавлением раствора степень диссоциации увеличивается.

По степени электролитической диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые.

Сильные электролиты - это электролиты, кото­рые при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы. У таких электролитов зна­чение степени диссоциации стремится к единице.

К сильным электролитам относятся:

1) все растворимые соли;

2) сильные кислоты, например: H 2 SO 4 , HCl, HNO 3 ;

3) все щелочи, например: NaOH, KOH.

Слабые электролиты - это такие электроли­ты, которые при растворении в воде почти не дис­социируют на ионы. У таких электролитов значе­ние степени диссоциации стремится к нулю.

К слабым электролитам относятся:

1) слабые кислоты - H 2 S, H 2 CO 3 , HNO 2 ;

2) водный раствор аммиака NH 3 H 2 O;

4) некоторые соли.

Константа диссоциации

В растворах слабых электролитов вследствие их неполной диссоциации устанавливается динамичес­кое равновесие между недиссоциированными моле­кулами и ионами . Например, для уксусной кислоты:

Можно применить к этому равновесию закон действующих масс и записать выражение констан­ты равновесия:

Константу равновесия, характеризующую про­цесс диссоциации слабого электролита, называют константой диссоциации .

Константа диссоциации характеризует способ­ность электролита (кислоты, основания, воды) диссо­циировать на ионы . Чем больше константа, тем лег­че электролит распадается на ионы, следовательно, тем он сильнее. Значения констант диссоциации для слабых электролитов приводятся в справочниках.

Основные положения теории электролитической диссоциации

1. При растворении в воде электролиты диссо­циируют (распадаются) на положительные и отри­цательные ионы.

Ионы - это одна из форм существования хими­ческого элемента. Например, атомы металла натрия Na 0 энергично взаимодейству­ют с водой, образуя при этом щелочь (NaOH) и водород Н 2 , в то время как ионы натрия Na + таких продуктов не обра­зуют. Хлор Cl 2 имеет желто­зеленый цвет и резкий запах, ядовит, а ионы хлора Cl — бесцветны, не ядовиты, лишены запаха.

Ионы - это положительно или отрицательно заряженные частицы, в которые превращаются атомы или группы атомов одного или нескольких химических элементов в результате отдачи или присоединения электронов.

В растворах ионы беспорядочно передвигаются в различных направлениях.

По составу ионы делятся на простые - Cl — , Na + и сложные - NH 4 + , SO 2 — .

2. Причиной диссоциации электролита в вод­ных растворах является его гидратация, т. е. взаи­модействие электролита с молекулами воды и раз­рыв химической связи в нем.

В результате такого взаимодействия образуются гидратированные, т. е. связанные с молекулами во­ды, ионы. Следовательно, по наличию водной обо­лочки ионы делятся на гидратированные (в раствоpax и кристаллогидратах) и негидратированные (в безводных солях).

3. Под действием электрического тока положитель­но заряженные ионы движутся к отрицательному по­люсу источника тока - катоду и поэтому называют­ся катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся к положительному полюсу ис­точника тока - аноду и по­этому называются анионами.

Следовательно, существу­ет еще одна классификация ионов - по знаку их заряда .

Сумма зарядов катионов (Н + , Na + , NH 4 + , Cu 2+) равна сумме зарядов анионов (Cl — , OH — , SO 4 2-), вследствие че­го растворы электролитов (HCl, (NH 4) 2 SO 4 , NaOH, CuSO 4) остаются электронейтральными.

4. Электролитическая диссоциация - процесс обратимый для слабых электролитов.

Наряду с процессом диссоциации (распад элек­тролита на ионы) протекает и обратный процесс - ассоциация (соединение ионов). Поэтому в уравне­ниях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости, например:

5. Не все электролиты в одинаковой мере диссо­циируют на ионы.

Зависит от природы элек­тролита и его концентрации. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.

Свойства растворов слабых электролитов об­условлены молекулами и ионами, образовавшими­ся в процессе диссоциации, которые находятся в динамическом равновесии друг с другом.

Запах уксусной кислоты обусловлен наличием молекул CH 3 COOH, кислый вкус и изменение окра­ски индикаторов связаны с наличием в растворе ионов H + .

Свойства растворов сильных электролитов опре­деляются свойствами ионов, которые образуются при их диссоциации.

Например, общие свойства кислот, такие как кислый вкус, изменение окраски индикаторов и др., обусловлены наличи­ем в их растворах катионов водорода (точнее, ионов оксония H 3 O +). Общие свойства щелочей, такие как мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов и др. связаны с присутствием в их рас­творах гидроксид-ионов OH — , а свойства солей - с распадом их в растворе на катионы металла (или аммония) и анионы кислотных остатков.

Согласно теории электролитической диссоциа­ции все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами . Этим обуслов­лена высокая скорость многих химических реак­ций в растворах электролитов.

Реакции, протекающие между ионами, называ­ют ионными реакциями , а уравнения этих реак­ций - ионными уравнениями .

Реакции ионного обмена в водных растворах мо­гут протекать:

1. Необратимо , до конца.

2. Обратимо , то есть протекать одновременно в двух противоположных направлениях. Реакции обмена между сильными электролита­ми в растворах протекают до конца или практи­чески необратимы, когда ионы, соединяясь друг с другом, образуют вещества:

а) нерастворимые;

б) малодиссоциирующие (слабые электролиты);

в) газообразные.

Приведем несколько примеров молекулярных и сокращенных ионных уравнений:

Реакция необратима , т. к. один из ее про­дуктов - нерастворимое вещество.

Реакция нейтрализации необратима , т. к. об­разуется малодиссоциирующее вещество - вода.

Реакция необратима , т. к. образуется газ CO 2 и малодиссоциирующее вещество - вода.

Если среди исходных веществ и среди продуктов реакции имеются слабые электролиты или мало­растворимые вещества, то такие реакции являются обратимыми, т. е. до конца не протекают.

В обратимых реакциях равновесие смещается в сторону образования наименее растворимых или наименее диссоциированных веществ.

Например:

Равновесие смещается в сторону образования более слабого электролита - H 2 O. Однако до конца такая реакция протекать не будет: в растворе оста­ются недиссоциированные молекулы уксусной кис­лоты и гидроксид-ионы.

Если исходные вещества - сильные электро­литы, которые при взаимодействии не образуют нерастворимых или малодиссоциирующих веществ или газов, то такие реакции не протекают: при сме­шивании растворов образуется смесь ионов.

Справочный материал для прохождения тестирования:

Таблица Менделеева

Таблица растворимости