Электролиты и неэлектролиты.

ДИССОЦИАЦИЯ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Вещества, проводящие в водном растворе электрический ток (соли, основания и кислоты), называются электролитами,не проводящие электрический ток – неэлектролитами. В связи с этим гипотеза ионизации после её экспериментального подтверждения получила название теории электролитической диссоциации.

Характер ионов, образующихся при диссоциации разных электролитов, должен быть различным. В солях диссоциация всегда приводит к образованию катионов металла и анионов кислотного остатка. Поэтому соли могут быть определены как соединения, дающие в водном растворе ионы металла и кислотного остатка:

NaNO₃ Na⁺ + NO₃^–;

К₂SO₄ 2К⁺ + SO₄^2–.

В основаниях из двух связей атома кислорода (с атомом элемента-металла и атомом водорода) значительно легче ионизируется первая. Поэтому при диссоциации образуются катионы металла, которые могут быть различными, и общие для всех оснований анионы гидроксогруппы (ОН^–). Таким образом, основания – это соединения, дающие в водном растворе гидроксид-ионы. Число способных к ионизации гидроксогрупп определяет кислотность основания:

NaОН → Na⁺ + ОН^– (однокислотное основание)

Ва(ОН)₂ → Ва²⁺ + 2ОН^– (двухкислотное основание,

диссоциация происходит

в две ступени)

Диссоциация кислот идёт с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка, которые могут быть различными. Общим для всех кислот признаком является образование в водном растворе ионов водорода. Кислоты – это соединения, дающие в водном растворе ионы водорода. Число способных к ионизации атомов водорода определяет основность кислоты:

НСl → Н⁺ + Сl^– (одноосновная кислота);

Н₂SO₄ → 2Н⁺ + SO₄^2– (двухосновная кислота,

диссоциация происходит

в две ступени).

Простейшим амфотерным соединением является вода, дающая при диссоциации ионы Н⁺ и ОН^–. Однако диссоциация эта настолько мала, что концентрация как водородного иона, так и гидроксид-иона в чистой воде равна 10^–7 моль/л.

Содержание ионов в воде с течением времени не изменяется. Отсюда следует, что наряду с ионизацией имеет место и обратный процесс – образование из ионов недиссоциированных молекул (моляризация). Подобная обратная реакция должна происходить и в растворе электролита: если ионы при своём беспорядочном движении столкнутся, то из них может образоваться молекула. Таким образом, электролитическая диссоциация есть процесс обратимый: в каждый данный момент за счёт ионизации молекул образуются ионы и за счёт столкновений ионов – молекулы. В результате устанавливается равновесие: за единицу времени будет образовываться столько же молекул, сколько распадаться. Например, для NaС1 это можно выразить схемой

В теории растворов подобные ионные молекулы NaCl (или правильнее Na⁺Cl^-) часто называют ионными парами.

Количественную характеристику равновесного состояния электролита даёт его степень диссоциации, т. е. отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул в растворе. Для того чтобы эту величину выразить в процентах, нужно умножить её на 100.

Разбавление существенно не сказывается на скорости ионизации (на неё влияют лишь непосредственно окружающие молекулу электролита частицы воды, которых достаточно много не только в разбавленных растворах, но и в концентрированных), скорость моляризации при этом уменьшается (она зависит от числа столкновений между разноимёнными ионами, которое при разбавлении раствора становится меньше). В результате равновесие смещается вправо и степень диссоциации электролита при разбавлении раствора увеличивается. Следовательно, говоря о степени диссоциации электролитов, необходимо указывать и концентрацию растворов.

Электролиты, диссоциированные на 30 % и больше, называют сильными, диссоциированные в пределах от 30 до 3 %–электролитами средней силы, ещё менее диссоциированные – слабыми электролитами.