Инструкция

Суть данной теории заключается в том, что при расплавлении (растворении в воде) практически все электролиты раскладываются на ионы, которые как положительно, так и отрицательно заряженные (что и называется электролитической диссоциацией). Под воздействием электрического тока отрицательные ( «-») к аноду (+), а положительно заряженные (катионы, «+»), движутся к катоду (-). Электролитическая диссоциация – это обратимый процесс (обратный процесс носит название «моляризация»).

Степень (a) электролитической диссоциации находится в зависимости от самого электролита, растворителя, и от их концентрации. Это отношение числа молекул (n) , которые распались на ионы к общему числу введенных в раствор молекул (N). Получаете: a = n / N

Таким образом, сильные электролиты - вещества, полностью распадающиеся на ионы при растворении в воде. К сильным электролитам, как правило, вещества с сильнополярными или связями: это соли, которые хорошо растворимы, (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), а также сильные основания (KOH, NaOH, RbOH, Ba(OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). В сильном электролите вещество, растворенное в нем, находится по большей части в виде ионов ( ); молекул, которые недиссоциированные - практически нет.

Слабые электролиты - такие вещества, которые диссоциируют на ионы лишь частично. Слабые электролиты вместе с ионами в растворе содержат молекулы недиссоциированные. Слабые электролиты не дают в растворе сильной концентрации ионов.

К слабым относятся:
- органические кислоты (почти все) (C2H5COOH, CH3COOH и пр.);
- некоторые из кислот (H2S, H2CO3 и пр.);
- практически все соли, малорастворимые в воде, гидроксид аммония, а также все основания (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
- вода.

Они практически не проводят электрический ток, или проводят, но плохо.

Обратите внимание

Хотя чистая вода проводит электрический ток очень плохо, она все-таки имеет измеримую электрическую проводимость, объясняемую тем, что вода немного диссоциирует на гидроксид-ионы и ионы водорода.

Полезный совет

Большинство электролитов – вещества агрессивные, поэтому при работе с ними будьте предельно осторожны и соблюдайте правила техники безопасности.

Сильное основание - неорганическое химическое соединение, образованное гидроксильной группой -ОН и щелочным (элементы I группы периодической системы: Li, K, Na, RB, Cs) или щелочноземельным металлом (элементы II группы Ba, Ca). Записываются в виде формул LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Са(ОН) ₂, Ва(ОН) ₂.

Вам понадобится

• выпарительная чашка
• горелка
• индикаторы
• металлический стержень
• Н₃РО₄

Инструкция

Сильные основания проявляют , характерные для всех . Наличие в растворе определяется по изменению окраски индикатора. К пробе с исследуемым раствором добавьте , фенолфталеин или опустите лакмусовую бумажку. Метилоранж дает желтую окраску, фенолфталеин – пурпурную, а лакмусовая бумага окрашивается в синий цвет. Чем сильнее основание, тем интенсивнее окрашивается индикатор.

Если необходимо узнать какие именно щелочи вам представлены, то проведите качественный анализ растворов. Наиболее распространенные сильные основания – лития, калия, натрия, бария и кальция. Основания вступают в реакцию с кислотами (реакции нейтрализации) с образованием соли и воды. При этом можно выделить Са(ОН) ₂, Ва(ОН) ₂ и LiOH. При с кислотой образуются нерастворимые . Остальные гидроксиды осадков не дадут, т.к. все соли К и Na растворимы.
3 Са(ОН) ₂ + 2 Н₃РО₄ --→ Ca₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂О

3 Ва(ОН) ₂ +2 Н₃РО₄ --→ Ва₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂О

3 LiOH + Н₃РО₄ --→ Li₃РО₄↓ + 3 H₂О
Процедите их и высушите. Внесите высушенные осадки в пламя горелки. По изменению окраски пламени можно качественно определить ионы лития, кальция и бария. Соответственно вы определите где какой гидроксид. Соли лития окрашивают пламя горелки в карминово-красный цвет. Соли бария – в зеленый, а соли кальция – в малиновый.

Оставшиеся щелочи образуют растворимые ортофосфаты.

3 NaOH + Н₃РО₄--→ Na₃РО₄ + 3 H₂О

3 KOH + Н₃РО₄--→ K₃РО₄ + 3 H₂О

Необходимо выпарить воду до сухого остатка. Выпаренные соли на металлическом стержне поочередно внесите в пламя горелки. Там, соль натрия – пламя окрасится в ярко-желтый цвет, а калия – в розово-фиолетовый. Таким образом имея минимальный набор оборудования и реактивов вы определили все данные вам сильные основания.

Электролит – вещество, которое в твердом состоянии является диэлектриком, то есть не проводит электрического тока, однако, в растворенном или расплавленном виде становится проводником. Почему происходит такая резкая смена свойств? Дело в том, что молекулы электролита в растворах или расплавах диссоциируют на положительно заряженные и отрицательно заряженные ионы, благодаря чему эти вещества в таком агрегатном состоянии способны проводить электрический ток. Электролитическими свойствами обладает большинство солей, кислот, оснований.

Инструкция

Какие вещества относятся к сильным ? Такие вещества, в растворах или расплавах которых подвергаются практически 100% молекул, причем вне зависимости от концентрации раствора. В перечень входит абсолютное большинство растворимых щелочей, солей и некоторые кислоты, такие как соляная, бромистая, йодистая, азотная и т.д.

А как ведут себя в растворах или расплавах слабые электролиты ? Во-первых, они диссоциируют в очень малой степени (не больше 3% от общего количества молекул), во-вторых, их идет тем хуже и медленнее, чем выше концентрация раствора. К таким электролитам относятся, например, (гидроксид аммония), большинство органических и неорганических кислот (включая плавиковую – HF) и, разумеется, всем нам знакомая вода. Поскольку лишь ничтожно малая доля ее молекул распадается на водород-ионы и гидроксил-ионы.

Запомните, что степень диссоциации и, соответственно, сила электролита находятся в зависимости факторов: природы самого электролита, растворителя, температуры. Поэтому само это разделение в известной степени условно. Ведь одно и то же вещество может при различных условиях быть и сильным электролитом, и слабым. Для оценки силы электролита была введена специальная величина – константа диссоциации, определяемая на основе закона действующих масс. Но она применима лишь по отношению к слабым электролитам; сильные электролиты закону действующих масс не подчиняются.

Источники:

• сильные электролиты список

Соли – это химические вещества, состоящие из катиона, то есть положительно заряженного иона, металла и отрицательно заряженного аниона – кислотного остатка. Типов солей много: нормальные, кислые, основные, двойные, смешанные, гидратные, комплексные. Это зависит от составов катиона и аниона. Как можно определить основание соли?

Сильные и слабые электролиты

В растворах некоторых электролитов диссоциируют лишь часть молекул. Для количественной характеристики силы электролита было введено понятие степени диссоциации. Отношение числа молекул, диссоциированных на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества называется степенью диссоциации a.

где С - концентрация продиссоциированных молекул, моль/л;

С 0 - исходная концентрация раствора, моль/л.

По величине степени диссоциации все электролиты делятся на сильные и слабые. К сильным электролитам относятся те, степень диссоциации которых больше 30% (a > 0,3). К ним относятся:

· сильные кислоты (H 2 SO 4 , HNO 3 , HCl, HBr, HI);

· растворимые гидроксиды, кроме NH 4 OH;

· растворимые соли.

Электролитическая диссоциация сильных электролитов протекает необратимо

HNO 3 ® H + + NO - 3 .

Слабые электролиты имеют степень диссоциации меньше 2% (a< 0,02). К ним относятся:

· слабые неорганические кислоты (Н 2 СО 3 , Н 2 S, НNO 2 , HCN, H 2 SiO 3 и др.) и все органические, например, уксусная кислота (CH 3 COOH);

· нерастворимые гидроксиды, а также растворимый гидроксид NH 4 OH;

· нерастворимые соли.

Электролиты с промежуточными значениями степени диссоциации называют электролитами средней силы.

Степень диссоциации (a) зависит от следующих факторов:

от природы электролита, то есть от типа химических связей; диссоциация наиболее легко происходит по месту наиболее полярных связей;

от природы растворителя - чем полярнее последний, тем легче идет в нем процесс диссоциации;

от температуры - повышение температуры усиливает диссоциацию;

от концентрации раствора - при разбавлении раствора диссоциация также увеличивается.

В качестве примера зависимости степени диссоциации от характера химических связей рассмотрим диссоциацию гидросульфата натрия (NaHSO 4), в молекуле которого имеются следующие типы связей: 1-ионная; 2 - полярная ковалентная; 3 - связь между атомами серы и кислорода малополярная. Наиболее легко происходит разрыв по месту ионной связи (1):

Na 1 O 3 O S 3 H 2 O O

1. NaHSO 4 ® Na + + HSO - 4 , 2. затем по месту полярной связи меньшей степени: HSO - 4 ® H + + SO 2 - 4 . 3. кислотный остаток на ионы не диссоциирует.

Степень диссоциации электролита сильно зависит от природы растворителя. Например, HCl сильно диссоциирует в воде, слабее в этаноле C 2 H 5 OH, почти не диссоциирует в бензоле, в котором практически не проводит электрического тока. Растворители с высокой диэлектрической проницаемостью (e) поляризуют молекулы растворенного вещества и образуют с ними сольватированные (гидратированные) ионы. При 25 0 С e(H 2 O) =78,5, e(C 2 H 5 OH) = 24,2, e(C 6 H 6) = 2,27.

В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо и, следовательно, к равновесию в растворе между молекулами и ионами применимы законы химического равновесия. Так, для диссоциации уксусной кислоты

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .

Константа равновесия К с будет определяться как

К с = К д = СCH 3 COO - · С H + / СCH 3 COOH.

Константу равновесия (К с) для процесса диссоциации называют константой диссоциации (К д). Её значение зависит от природы электролита, растворителя и от температуры, но от концентрации электролита в растворе она не зависит. Константа диссоциации представляет собой важную характеристику слабых электролитов, так как она указывает на прочность их молекул в растворе. Чем меньше константа диссоциации, тем слабее диссоциирует электролит и тем устойчивее его молекулы. Учитывая, что степень диссоциации в отличие от константы диссоциации изменяются с концентрацией раствора, необходимо найти связь между К д и a. Если исходную концентрацию раствора принять равной С, а степень диссоциации, соответствующую этой концентрации a, то число продиссоциированных молекул уксусной кислоты будет равна a · С. Так как

СCH 3 COO - = С H + = a · С,

тогда концентрация нераспавшихся молекул уксусной кислоты будет равна (С - a · С) или С(1- a · С). Отсюда

К д = aС · a С /(С - a · С) = a 2 С / (1- a). (1)

Уравнение (1) выражает закон разбавления Оствальда. Для очень слабых электролитов a<<1, то приближенно К @ a 2 С и

a = (К / С). (2)

Как видно из формулы (2), с уменьшением концентрации раствора электролита (при разбавлении) степень диссоциации увеличивается.

Слабые электролиты диссоциируют по ступеням, например:

1 ступень H 2 СO 3 « H + + НСO - 3 ,

2 ступень НСO - 3 « H + + СO 2 - 3 .

Такие электролиты характеризуются несколькими константами - в зависимости от числа ступеней распада на ионы. Для угольной кислоты

К 1 = Сн + · СНСО - 2 / СН 2 СО 3 = 4,45×10 -7 ; К 2 = Сн + · ССО 2- 3 / СНСО - 3 = 4,7 ×10 -11 .

Как видно, распад на ионы угольной кислоты определяется, главным образом, первой стадией, а вторая может проявляться только при большом разбавлении раствора.

Суммарному равновесию H 2 СO 3 « 2H + + СO 2 - 3 отвечает суммарная константа диссоциации

К д = С 2 н + · ССО 2- 3 / СН 2 СО 3 .

Величины К 1 и К 2 связаны друг с другом соотношением

К д = К 1 · К 2 .

Аналогично ступенчато диссоциируют основания многовалентных металлов. Например, двум ступеням диссоциации гидроксида меди

Cu(OH) 2 « CuOH + + OH - ,

CuOH + « Cu 2+ + OH -

отвечают константы диссоциации

К 1 = СCuOH + · СОН - / СCu(OH) 2 и К 2 = Сcu 2+ · СОН - / СCuOH + .

Так как сильные электролиты диссоциированы в растворе нацело, то сам термин константы диссоциации для них лишен содержания.

Диссоциация различных классов электролитов

С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотой называется вещество, при диссоциации которого в качестве катиона образуется только гидратированный ион водорода Н 3 О (или просто Н +).

Основанием называется вещество, которое в водном растворе в качестве аниона образует гидроксид-ионы ОН - и никаких других анионов.

Согласно теории Бренстеда, кислота - это донор протонов, а основание - акцептор протонов.

Сила оснований, как сила кислот, зависит от величины константы диссоциации. Чем больше константа диссоциации, тем сильнее электролит.

Существуют гидроксиды, способные вступать во взаимодействие и образовывать соли не только с кислотами, но и с основаниями. Такие гидроксиды называются амфотерными. К нимотносятся Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Sn(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Cr(OH) 3 , Al(OH) 3 . Свойства их обусловлены тем, что они в слабой степени диссоциируют по типу кислот и по типу оснований

H + + RO - « ROH « R + + OН - .

Это равновесие объясняется тем, что прочность связи между металлом и кислородом незначительно отличается от прочности связи между кислородом и водородом. Поэтому при взаимодействии гидроксида бериллия с соляной кислотой получается хлорид бериллия

Be(OH) 2 + HCl = BeCl 2 + 2H 2 O ,

а при взаимодействии с гидроксидом натрия - бериллат натрия

Be(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 BeO 2 + 2H 2 O.

Соли можно определить как электролиты, которые в растворе диссоциируют с образованием катионов, отличных от катионов водорода, и анионов, отличных от гидроксид-ионов.

Средние соли , получаемые при полном замещении ионов водорода соответствующих кислот на катионы металла (либоNH + 4), диссоциируют полностью Na 2 SO 4 « 2Na + + SO 2- 4 .

Кислые соли диссоциируют по ступеням

1 ступень NaHSO 4 « Na + + HSO - 4 ,

2 ступень HSO - 4 « H + + SO 2- 4 .

Степенью диссоциации по 1-й ступени больше, чем по 2-й ступени, причем, чем слабее кислота, тем меньше степень диссоциации по 2-й ступени.

Основные соли, получаемые при неполном замещении гидроксид-ионов на кислотные остатки, диссоциируют также по ступеням:

1 ступень (CuОH) 2 SO 4 « 2 CuОH + + SO 2- 4 ,

2 ступень CuОH + « Cu 2+ + OH - .

Основные соли слабых оснований диссоциируют в основном по 1-й ступени.

Комплексные соли, содержащие сложный комплексный ион, сохраняющий свою стабильность при растворении, диссоциируют на комплексный ион и ионы внешней сферы

K 3 « 3K + + 3 - ,

SO 4 « 2+ + SO 2 - 4 .

В центре комплексного иона находится атом - комплексообразователь. Эту роль обычно выполняют ионы металла. Вблизи комплексообразователей расположены (координированы) полярные молекулы или ионы, а иногда и те и другие вместе, их называют лигандами. Комплексообразователь вместе с лигандами составляет внутреннюю сферу комплекса. Ионы, далеко расположенные от комплексообразователя, менее прочно связанные с ним, находятся во внешней среде комплексного соединения. Внутреннюю сферу обычно заключают в квадратные скобки. Число, показывающее число лигандов во внутренней сфере, называется координационным . Химические связи между комплексными и простыми ионами в процессе электролитической диссоциации сравнительно легко разрываются. Связи, приводящие к образованию комплексных ионов, получили название донорно-акцепторных связей.

Ионы внешней сферы легко отщепляются от комплексного иона. Эта диссоциация называется первичной. Обратимый распад внутренней сферы происходит значительно труднее и носит название вторичной диссоциации

Cl « + + Cl - - первичная диссоциация,

+ « Ag + +2 NH 3 - вторичная диссоциация.

вторичная диссоциация, как диссоциация слабого электролита, характеризуется константой нестойкости

К нест. = × 2 / [ + ] = 6,8×10 -8 .

Константы нестойкости (К нест.) различных электролитов является мерой устойчивости комплекса. Чем меньше К нест. , тем устойчивее комплекс.

Так, среди однотипных соединений:

-	+	+	+
К нест = 1,3×10 -3	К нест =6,8×10 -8	К нест =1×10 -13	К нест =1×10 -21

устойчивость комплекса возрастает при переходе от - к + .

Значения константы нестойкости приводят в справочниках по химии. С помощью этих величин можно предсказать течение реакций между комплексными соединениями при сильном различии констант нестойкости реакция пойдет в сторону образования комплекса с меньшей константой нестойкости.

Комплексная соль с малоустойчивым комплексным ионом называется двойной солью . Двойные соли, в отличие от комплексных, диссоциируют на все ионы, входящие в их состав. Например:

KAl(SO 4) 2 « K + + Al 3+ + 2SO 2- 4 ,

NH 4 Fe(SO 4) 2 « NH 4 + + Fe 3+ + 2SO 2- 4 .

ЭЛЕКТРОЛИТЫ – вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.

НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ – вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток.

Диссоциация – распад соединений на ионы.

Степень диссоциации – отношение числа продиссоциированных на ионы молекул к общему числу молекул в растворе.

СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы.

При написании уравнений диссоциации сильных электролитов ставят знак равенства.

К сильным электролитам относятся:

· Растворимые соли (смотри таблицу растворимости );

· Многие неорганические кислоты: HNO 3 , H 2 SO 4 ,HClO 3 , HClO 4 , HMnO 4 , HCl, HBr, HI (смотри кислоты-сильные электролиты в таблице растворимости );

· Основания щелочных (LiOH, NaOH,KOH) и щелочноземельных (Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2) металлов (смотри основания-сильные электролиты в таблице растворимости ).

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ в водных растворах лишь частично (обратимо) диссоциируют на ионы.

При написании уравнений диссоциации слабых электролитов ставят знак обратимости.

К слабым электролитам относятся:

· Почти все органические кислоты и вода (Н 2 О);

· Некоторые неорганические кислоты: H 2 S, H 3 PO 4 ,HClO 4 , H 2 CO 3 , HNO 2 , H 2 SiO 3 (смотри кислоты-слабые электролиты в таблице растворимости );

· Нерастворимые гидроксиды металлов (Mg(OH) 2 ,Fe(OH) 2 , Zn(OH) 2) (смотри основания- c лабые электролиты в таблице растворимости ).

На степень электролитической диссоциации влияет ряд факторов:

природа растворителя и электролита : сильными электролитами являются вещества с ионными и ковалентными сильно-полярными связями; хорошей ионизирующей способностью, т.е. способностью вызывать диссоциацию веществ, обладают растворители с большой диэлектрической проницаемостью, молекулы которых полярны (например, вода);

температура : поскольку диссоциация - процесс эндотермический, повышение температуры повышает значение α;

концентрация : при разбавлении раствора степень диссоциации возрастает, а с увеличением концентрации - уменьшается;

стадия процесса диссоциации : каждая последующая стадия менее эффективна, чем предыдущая, примерно в 1000–10 000 раз; например, для фосфорной кислоты α 1 > α 2 > α 3:

H3PО4⇄Н++H2PО−4 (первая стадия, α 1),

H2PО−4⇄Н++HPО2−4 (вторая стадия, α 2),

НPО2−4⇄Н++PО3−4 (третья стадия, α 3).

По этой причине в растворе данной кислоты концентрация ионов водорода наибольшая, а фосфат-ионов РО3−4 - наименьшая.

1. Растворимость и степень диссоциации вещества между собой не связаны. Например, слабым электролитом является хорошо (неограниченно) растворимая в воде уксусная кислота.

2. В растворе слабого электролита меньше других содержится тех ионов, которые образуются на последней стадии электролитической диссоциации

На степень электролитической диссоциации влияет также добавление других электролитов : например, степень диссоциации муравьиной кислоты

HCOOH ⇄ HCOO − + H +

уменьшается, если в раствор внести немного формиата натрия. Эта соль диссоциирует с образованием формиат-ионов HCOO − :

HCOONa → HCOO − + Na +

В результате в растворе концентрация ионов НСОО– повышается, а согласно принципу Ле Шателье, повышение концентрации формиат-ионов смещает равновесие процесса диссоциации муравьиной кислоты влево, т.е. степень диссоциации уменьшается.

Закон разбавления Оствальда - соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводностиразбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:

Здесь - константа диссоциации электролита, - концентрация, и - значения эквивалентной электропроводности при концентрации и при бесконечном разбавлении соответственно. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства

где - степень диссоциации.

Закон разбавления Оствальда выведен В.Оствальдом в 1888 году и им же подтвержден опытным путём. Экспериментальное установление правильности закона разбавления Оствальда имело большое значение для обоснования теории электролитической диссоциации.

Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель рН Вода представляет собой слабый амфотерный электролит: Н2О Н+ + ОН- или, более точно: 2Н2О= Н3О+ + ОН- Константа диссоциации воды при 25оС равна: Такое значение константы соответствует диссоциации одной из ста миллионов молекул воды, поэтому концентрацию воды можно считать постоянной и равной 55,55 моль/л (плотность воды 1000 г/л, масса 1 л 1000 г, количество вещества воды 1000г:18г/моль=55,55 моль, С=55,55 моль: 1 л =55,55 моль/л). Тогда Эта величина постоянная при данной температуре (25оС), она называется ионным произведением воды KW: Диссоциация воды – процесс эндотермический, поэтому с повышением температуры в соответствии с принципом Ле-Шателье диссоциация усиливается, ионное произведение возрастает и достигает при 100оС значения 10-13. В чистой воде при 25оС концентрации ионов водорода и гидроксила равны между собой: = = 10-7 моль/л Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксила равны между собой, называются нейтральными. Если к чистой воде прибавить кислоту, концентрация ионов водорда повысится и станет больше, чем 10-7 моль/л, среда станет кислой, при этом концентрация ионов гидроксила мгновенно изменится так, чтобы ионное произведение воды сохранило свое значение 10-14. Тоже самое будет происходить и при добавлении к чистой воде щелочи. Концентрации ионов водорода и гидроксила связаны между собой через ионное произведение, поэтому, зная концентрацию одного из ионов, легко вычислить концентрацию другого. Например, если = 10-3 моль/л, то = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 моль/л, или, если = 10-2 моль/л, то = KW/ = 10-14/10-2 = 10-12 моль/л. Таким образом, концентрация ионов водорода или гидроксила может служить количественной характеристикой кислотности или щелочности среды. На практике пользуются не концентрациями ионов водорода или гидроксила, а водородным рН или гидроксильным рОН показателями. Водородный показатель рН равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода: рН = - lg Гидроксильный показатель рОН равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов гидроксила: рОН = - lg Легко показать, прологарифмировав ионное произведение воды, что рН + рОН = 14 Если рН среды равен 7 - среда нейтральная, если меньше 7 - кислая, причем чем меньше рН, тем выше концентрация ионов водорода. pН больше 7 – среда щелочная, чем больше рН, тем выше концентрация ионов гидроксила.

Измерение степени диссоциации различных электролитов показало, что отдельные электролиты при одинаковой нормальной концентрации растворов диссоциируют на ионы весьма различно.

Особенно велика разница в значениях степени диссоциации кислот. Например, азотная и соляная кислоты в 0,1 н. растворах почти полностью распадаются на ионы; угольная же, синильная и другие кислоты диссоциируют при тех же условиях лишь в не-знaчитeльнoй степени.

Из растворимых в воде оснований (щелочей) слабо диссоциирующим является гидрат окиси аммония, остальные щелочи хорошо диссоциируют. Все соли, за небольшим исключением, также хорошо диссоциируют на ионы.

Различие в значениях степени диссоциации отдельных кислот обусловливается характером валентной связи между атомами, образующими их молекулы. Чем более полярна связь между водородом и остальной частью молекулы, тем легче отщепляется , тем сильнее будет диссоциировать кислота.

Электролиты, хорошо диссоциирующие на ионы, получили название сильных электролитов, в отличие от слабых электролитов, образующих в водных растворах лишь незначительное число ионов. Растворы сильных электролитов сохраняют высокую электропроводность даже при очень больших концентрациях. Наоборот, электропроводность растворов слабых электролитов быстро падает с увеличением концентрации. к сильным электролитам относятся такие кислоты, как соляная, азотная, серная и некоторые другие, затем щелочи (кроме NH 4 OH) и почти все соли.

Многоооновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Так, например, молекулы серной кислоты в первую очередь диссоциируют по уравнению

H 2 SO 4 ⇄ H + HSO 4 ‘

или точнее:

H 2 SO 4 + H 2 O ⇄ H 3 O + HSO 4 ‘

Отщепление второго иона водорода по уравнению

HSO 4 ‘ ⇄ H + SO 4 »

или

HSO 4 ‘ + H 2 O ⇄ H 3 O + SO 4 »

идет уже значительно труднее, так как ему приходится преодолевать притяжение со стороны двухзарядного иона SO 4 », который, конечно, притягивает к себе ион водорода сильнее, чем однозарядный ион HSO 4 ‘. Поэтому вторая ступень диссоциации или, как говорят, вторичная диссоциация происходит в гораздо меньшей степени, чем первичная, и в обычных растворах серной кислоты содержится лишь небольшое число ионов SO 4 »

Фосфорная кислота Н 3 РО 4 диссоциирует в три ступени:

H 3 PO 4 ⇄ H + H 2 PO 4 ‘

H 2 PO 4 ⇄ H + HPO 4 »

HPO 4 » ⇄ H + PO 4 »’

Молекулы Н 3 РO 4 сильно диссоциируют на ионы Н и Н 2 РО 4 ‘. Ионы H 2 PO 4 ‘ ведут себя, как более слабая кислота, и диссоциируют на H и HPO 4 » в меньшей степени. Ионы же НРО 4 » диссоциируют, как очень слабая кислота, и почти не дают ионов Н

и PO 4 »’

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

Ва(ОН) 2 ⇄ ВаОН + ОН’

ВаОН ⇄ Ва + ОН’

Что касается солей, нормальные соли всегда диссоциируют на ионы металлов и кислотных остатков. Например:

СаСl 2 ⇄ Сa + 2Сl’ Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + SO 4 »

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

NaHCO 3 ⇄ Na + НСО 3 ‘

HCO 3 ‘ ⇄ H + CO 3 »

Однако 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 + 2Сl»

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

В табл. 11 приведены числовые значения степени диссоциации некоторых кислот, оснований и солей в 0, 1 н. растворах.

С увеличением концентрации уменьшается. Поэтому в очень концентрированных растворах даже сильные кислоты диссоциированы сравнительно слабо. Для

Таблица 11

Кислот, оснований и солей в 0,1 н. растворах при 18°

Электролит	Формула	Степень диссоциаци и в %
Кислоты
Соляная	HCl	92
Бромистоводородная	НВr	92
Йодистоводородная	HJ	. 92
Азотная	HNO 3	92
Серная	H 2 SO 4	58
Сернистая	H 2 SO 3	34
Фосфорная	H 3 PO 4	27
Фтористоводородная	HF	8,5
Уксусная	CH 3 COOH	1,3
Уголная	H 2 CO 3	0,17
Сероводородная	H 2 S	0,07
Синильная	HCN	0,01
Борная	H 3 BO 3	0,01
Основания
Гидроксид бария	Ва (OH) 2	92
Едкое кали	кон	89
Едкий натр	NaON	84
Гидроксид аммония	NH 4 OH	1,3
Соли
Хлористый	КСl	86
Хлористый аммоний	NH4Cl	85
Хлористый	NaCl	84
Азотнокислый	KNO 3	83
	AgNO 3	81
Уксуснокислый	NaCH 3 COO	79
Хлористый	ZnCl 2	73
Сернокислый	Na 2 SO 4	69
Сернокислый	ZnSO 4	40
Сернокислая

Сильные и слабые электролиты

Кислоты, основания и соли в водных растворах диссоциируют — распадаются на ионы. Этот процесс может быть обратимым или необратимым.

При необратимой диссоциации в растворах все вещество или почти все распадается на ионы. Это характерно для сильных электролитов (рис. 10.1, а, с. 56). К сильным электролитам относятся некоторые кислоты и все растворимые в воде соли и основания (гидроксиды щелочных и щелочноземельных элементов) (схема 5, с. 56).

Рис. 10.1. Сравнение числа ионов в растворах с одинаковым исходным количеством электролита: а — хлоридная кислота (сильный электролит); б — нитритная кислота

(слабый электролит)

Схема 5. Классификация электролитов по силе

При обратимой диссоциации протекает два противоположных процесса: одновременно с распадом вещества на ионы (диссоциацией) происходит обратный процесс объединения ионов в молекулы вещества (ассоциация). Благодаря этому часть вещества в растворе существует в виде ионов, а часть — в виде молекул (рис. 10.1, б). Электролиты,

которые при растворении в воде распадаются на ионы только частично, называют слабыми электролитами. К их числу относится вода, многие кислоты, а также нерастворимые гидроксиды и соли (схема 5).

В уравнениях диссоциации слабых электролитов вместо обычной стрелки записывают двунаправленную стрелку (знак обратимости):

Силу электролитов можно объяснить полярностью химической связи, которая разрывается при диссоциации. Чем более полярна связь, тем легче под действием молекул воды она превращается в ионную, следовательно, тем сильнее электролит. В солях и гидроксидах полярность связи наибольшая, поскольку между ионами металлических элементов, кислотными остатками и гидроксид-ионами существует ионная связь, поэтому все растворимые соли и основания — сильные электролиты. В оксигенсодержащих кислотах при диссоциации разрывается связь O-H, полярность которой зависит от качественного и количественного состава кислотного остатка. Силу большинства оксигенсодержащих кислот можно определить, если обычную формулу кислоты записать в виде E(OH) m O n . Если в этой формуле будет n < 2 — кислота слабая, если n >2 — сильная.

Зависимость силы кислот от состава кислотного остатка

Степень диссоциации

Силу электролитов количественно характеризует степень электролитической диссоциации а, показывающая долю молекул вещества, которые распались в растворе на ионы.

Степень диссоциации а равна отношению числа молекул N или количества вещества n, распавшегося на ионы, к общему числу молекул N 0 или количеству растворенного вещества n 0:

Степень диссоциации можно выражать не только в долях единицы, но и в процентах:

Значение а может изменяться от 0 (диссоциация отсутствует) до 1, или 100 % (полная диссоциация). Чем лучше распадается электролит, тем больше значение степени диссоциации.

По значению степени электролитической диссоциации электролиты часто разделяют не на две, а на три группы: сильные, слабые и электролиты средней силы. Сильными электролитами считают те, степень диссоциации которых более 30 %, а слабыми — со степенью менее 3 %. Электролиты с промежуточными значениями а — от 3 % до 30 % — называют электролитами средней силы. По этой классификации таковыми считаются кислоты: HF, HNO 2 , H 3 PO 4 , H 2 SO 3 и некоторые другие. Две последние кислоты являются электролитами средней силы только по первой стадии диссоциации, а по другим — это слабые электролиты.

Степень диссоциации — величина переменная. Она зависит не только от природы электролита, но и от его концентрации в растворе. Эту зависимость впервые определил и исследовал Вильгельм Оствальд. Сегодня ее называют законом разведения Оствальда: при разбавлении раствора водой, а также при повышении температуры степень диссоциации увеличивается.

Вычисление степени диссоциации

Пример. В одном литре воды растворили гидроген флуорид количеством вещества 5 моль. Полученный раствор содержит 0,06 моль ионов Гидрогена. Определите степень диссоциации флуоридной кислоты (в процентах).

Запишем уравнение диссоциации флуоридной кислоты:

При диссоциации из одной молекулы кислоты образуется один ион Гидрогена. Если в растворе содержится 0,06 моль ионов H+, это означает, что продиссоцииро-вало 0,06 моль молекул гидроген флуорида. Следовательно, степень диссоциации равна:

Выдающийся немецкий физико-химик, лауреат Нобелевской премии по химии 1909 года. Родился в Риге, учился в Дерптском университете, где начал преподавательскую и научную деятельность. В 35 лет переехал в Лейпциг, где возглавил Физико-химический институт. Изучал законы химического равновесия, свойства растворов, открыл закон разведения, названный его именем, разработал основы теории кислотно-основного катализа, много времени уделял истории химии. Основал первую в мире кафедру физической химии и первый физико-химический журнал. В личной жизни обладал странными привычками: чувствовал отвращение к стрижке, а со своим секретарем общался исключительно при помощи велосипедного звонка.

Ключевая идея

Диссоциация слабых электролитов — обратимый процесс, а сильных —

необратимый.

Контрольные вопросы

116. Дайте определение сильных и слабых электролитов.

117. Приведите примеры сильных и слабых электролитов.

118. Какую величину используют для количественной характеристики силы электролита? Является ли она постоянной в любых растворах? Как можно увеличить степень диссоциации электролита?

Задания для усвоения материала

119. Приведите по одному примеру соли, кислоты и основания, которые являются: а) сильным электролитом; б) слабым электролитом.

120. Приведите пример вещества: а) двухосновная кислота, которая по первой стадии является электролитом средней силы, а по второй — слабым электролитом; б) двухосновная кислота, которая по обеим стадиями является слабым электролитом.

121. В некоторой кислоте по первой стадии степень диссоциации составляет 100 %, а по второй — 15 %. Какая кислота это может быть?

122. Каких частиц больше в растворе гидроген сульфида: молекул H 2 S, ионов H+, ионов S 2- или ионов HS - ?

123. Из приведенного перечня веществ отдельно выпишите формулы: а) сильных электролитов; б) слабых электролитов.

NaCl, HCl, NaOH, NaNO 3 , HNO 3 , HNO 2 , H 2 SO 4 , Ba(OH) 2 , H 2 S, K 2 S, Pb(NO 3) 2 .

124. Составьте уравнения диссоциации стронций нитрата, меркурий(11) хлорида, кальций карбоната, кальций гидроксида, сульфидной кислоты. В каких случаях диссоциация происходит обратимо?

125. В водном растворе натрий сульфата содержится 0,3 моль ионов. Какую массу этой соли использовали для приготовления такого раствора?

126. В растворе гидроген флуорида объемом 1 л содержится 2 г этой кислоты, а количество вещества ионов Гидрогена составляет 0,008 моль. Какое количество вещества флуорид-ионов в этом растворе?

127. В трех пробирках содержатся одинаковые объемы растворов хлорид-ной, флуоридной и сульфидной кислот. Во всех пробирках количества вещества кислот равны. Но в первой пробирке количество вещества ионов Гидрогена составляет 3 . 10 -7 моль, во второй — 8 . 10 -5 моль, а в третьей — 0,001 моль. В какой пробирке содержится каждая кислота?

128. В первой пробирке содержится раствор электролита, степень диссоциации которого составляет 89 %, во второй — электролит со степенью диссоциации 8 %о, а в третьей — 0,2 %о. Приведите по два примера электролитов разных классов соединений, которые могут содержаться в этих пробирках.

129*. В дополнительных источниках найдите информацию о зависимости силы электролитов от природы веществ. Установите зависимость между строением веществ, природой химических элементов, которые их образуют, и силой электролитов.

Это материал учебника