Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты

Механизм диссоциации, степень и константа диссоциации, диссоциация кислот, оснований и солей, реакции ионного обмена и ионные уравнения

Электролиты и неэлектролиты

Электролитами называют вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток за счёт движения ионов. Неэлектролитами называют вещества, растворы которых электрический ток не проводят (сахар, спирты, большинство органических веществ с ковалентными неполярными или малополярными связями). Способность электролита проводить ток объясняется тем, что при растворении (или расплавлении) вещество распадается на свободно перемещающиеся заряженные частицы — ионы; это явление, открытое и теоретически обоснованное шведским учёным С. Аррениусом в 1887 году, называют электролитической диссоциацией.

Механизм электролитической диссоциации

Механизм диссоциации различается для веществ с ионной и с ковалентной полярной связью. Вещества с ионной кристаллической решёткой (соли, щёлочи) при растворении в воде подвергаются гидратации: полярные молекулы воды своими отрицательными полюсами (атомами кислорода) ориентируются вокруг катионов, а положительными полюсами (атомами водорода) — вокруг анионов кристалла; в результате электростатическое притяжение между ионами ослабляется настолько, что ионы отрываются от кристаллической решётки и переходят в раствор в виде гидратированных ионов, равномерно распределяясь по всему объёму раствора.

Вещества с ковалентной сильно полярной связью (например, молекулы кислот HCl, HNO₃) диссоциируют по другому механизму: сначала происходит гидратация самой полярной молекулы диполями воды, затем под действием этого взаимодействия ковалентная полярная связь окончательно разрывается по ионному типу (электронная пара полностью переходит к более электроотрицательному атому), и образуются гидратированные ионы. Оба механизма объединяет общий итог: в растворе появляются свободные, гидратированные, подвижные ионы, способные переносить электрический заряд.

$N a C l \to (H_{2} O) {N a}^{+} + {C l}^{-}$

$H C l \to (H_{2} O) H^{+} + {C l}^{-}$

Степень электролитической диссоциации

Степенью диссоциации α называют отношение числа молекул электролита, распавшихся на ионы, к общему числу растворённых молекул электролита:

$α = \frac{n (р а с п а в ш и х с я м о л е к у л)}{n (о б щ е е ч и с л о р а с т в о р ё н н ы х м о л е к у л)}$

Степень диссоциации выражают в долях единицы (0 ≤ α ≤ 1) или в процентах и определяют экспериментально; она зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации раствора (при разбавлении раствора степень диссоциации слабых электролитов, как правило, увеличивается).

Сильные и слабые электролиты

По значению степени диссоциации в разбавленных водных растворах электролиты условно делят на две группы. Сильные электролиты диссоциируют практически полностью (α близка к 1, или к 100%), в их растворах практически нет недиссоциированных молекул — к ним относятся все растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄) и все щёлочи (гидроксиды щелочных и щёлочноземельных металлов). Слабые электролиты диссоциируют лишь частично (α намного меньше 1), в их растворах преобладают недиссоциированные молекулы, находящиеся в динамическом равновесии с ионами — к ним относятся слабые кислоты (H₂CO₃, H₂S, HNO₂, CH₃COOH, H₂SiO₃), слабые основания (NH₃·H₂O и нерастворимые гидроксиды) и вода.

Для слабых электролитов диссоциация — процесс обратимый, поэтому уравнение диссоциации записывают со знаком обратимости ⇌:

${C H}_{3} C O O H ⇌ {C H}_{3} {C O O}^{-} + H^{+}$

Для количественной характеристики положения равновесия диссоциации слабого электролита используют константу диссоциации Kд — константу равновесия процесса диссоциации, например для уксусной кислоты:

$K д = \frac{([{C H}_{3} {C O O}^{-}] \cdot [H^{+}])}{[{C H}_{3} C O O H]}$

Чем больше значение Kд, тем сильнее диссоциирует электролит (тем сильнее кислота или основание) при прочих равных условиях.

Диссоциация кислот, оснований и солей

Кислоты при диссоциации образуют катионы водорода H⁺ и анионы кислотного остатка; многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причём каждая следующая ступень протекает в значительно меньшей степени, чем предыдущая (так как оторвать H⁺ от уже отрицательно заряженного иона труднее):

$H_{2} {C O}_{3} ⇌ H^{+} + {H C O}_{3}^{-} (I с т у п е н ь); {H C O}_{3}^{-} ⇌ H^{+} + {C O}_{3}^{2 -} (I I с т у п е н ь)$

Основания при диссоциации образуют катионы металла (или ион аммония) и гидроксид-ионы OH⁻:

$C a {(O H)}_{2} \to {C a}^{2 +} + {2 O H}^{-}$

Средние соли при диссоциации полностью распадаются на катионы металла и анионы кислотного остатка (диссоциируют, как правило, необратимо, в одну ступень, поскольку почти все растворимые соли — сильные электролиты):

${A l}_{2} {({S O}_{4})}_{3} \to {2 A l}^{3 +} + {3 S O}_{4}^{2 -}$

Кислые соли диссоциируют ступенчато: сначала полностью отрывается катион металла, а кислый остаток диссоциирует далее уже как слабый электролит: NaHCO₃ → Na⁺ + HCO₃⁻, а затем HCO₃⁻ ⇌ H⁺ + CO₃²⁻ (в малой степени).

Ионные уравнения реакций

Поскольку в растворах электролитов реагируют по существу не молекулы, а ионы, реакции между электролитами удобно записывать в виде ионных уравнений. Правило их составления: сильные растворимые электролиты записывают в виде ионов, а нерастворимые вещества, газы, слабые электролиты (в том числе воду) — в виде молекул. Сначала составляют полное ионное уравнение, затем сокращают одинаковые ионы, встречающиеся в левой и правой частях без изменений (ионы-«наблюдатели»), получая сокращённое ионное уравнение, отражающее суть протекающей реакции.

Пример 1: составление сокращённого ионного уравнения

Условие. Составьте молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения реакции между хлоридом бария и сульфатом натрия.

Решение. Молекулярное уравнение: BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl. Оба исходных вещества — растворимые сильные электролиты, продукт BaSO₄ — нерастворимый осадок (по таблице растворимости), NaCl — растворимая соль. Полное ионное уравнение (записываем растворимые сильные электролиты в виде ионов, а осадок — в виде молекулы):

${B a}^{2 +} + {2 C l}^{-} + {2 N a}^{+} + {S O}_{4}^{2 -} \to {B a S O}_{4} ↓ + {2 N a}^{+} + {2 C l}^{-}$

Сокращаем одинаковые ионы, не изменившиеся в ходе реакции (2Na⁺ и 2Cl⁻ встречаются в обеих частях уравнения), и получаем сокращённое ионное уравнение:

${B a}^{2 +} + {S O}_{4}^{2 -} \to {B a S O}_{4} ↓$

Ответ: суть реакции сводится к связыванию ионов Ba²⁺ и SO₄²⁻ в нерастворимый осадок сульфата бария; ионы Na⁺ и Cl⁻ в реакции не участвуют.

Пример 2: ионное уравнение реакции нейтрализации

Условие. Составьте полное и сокращённое ионные уравнения реакции гидроксида натрия с азотной кислотой.

Решение. Молекулярное уравнение: NaOH + HNO₃ → NaNO₃ + H₂O. Все исходные вещества — сильные электролиты (щёлочь и сильная кислота), продукт NaNO₃ — растворимая соль, а вода — слабый электролит, поэтому её записываем в молекулярном виде. Полное ионное уравнение:

${N a}^{+} + {O H}^{-} + H^{+} + {N O}_{3}^{-} \to {N a}^{+} + {N O}_{3}^{-} + H_{2} O$

Сокращаем ионы-«наблюдатели» Na⁺ и NO₃⁻, получаем сокращённое ионное уравнение:

$H^{+} + {O H}^{-} \to H_{2} O$

Ответ: сокращённое ионное уравнение H⁺ + OH⁻ → H₂O показывает, что суть любой реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием — образование молекул воды из ионов водорода и гидроксид-ионов.

Типичные ошибки

Частая ошибка — записывать в ионном виде слабые электролиты (слабые кислоты, нерастворимые основания, воду) или нерастворимые вещества и газы: в ионном уравнении в виде ионов записываются только сильные растворимые электролиты. Другая ошибка — забывать проверять уравнение и по массе (числу атомов каждого элемента), и по заряду: сумма зарядов ионов в левой части уравнения должна быть равна сумме зарядов в правой части. Также распространена ошибка — считать, что если реакция обмена «выглядит возможной» по формулам исходных веществ, то она обязательно идёт: как отмечалось ранее, реакция ионного обмена идёт до конца только при образовании осадка, газа или слабого электролита (чаще всего воды); если все продукты — растворимые сильные электролиты, реакция практически не протекает.

Краткий словарь терминов

Электролитическая диссоциация — распад электролита на ионы при растворении в воде (или расплавлении).

Степень диссоциации — доля молекул электролита, распавшихся на ионы, от общего числа растворённых молекул.

Сильный электролит — электролит, диссоциирующий в растворе практически полностью.

Слабый электролит — электролит, диссоциирующий в растворе лишь частично, обратимо.

Константа диссоциации — константа равновесия процесса диссоциации слабого электролита.

Сокращённое ионное уравнение — запись реакции ионного обмена без ионов-«наблюдателей», отражающая суть процесса.

Заключение

Теория электролитической диссоциации объясняет электропроводность растворов и позволяет представить реакции между кислотами, основаниями и солями как взаимодействия между реально существующими в растворе ионами, а не абстрактными молекулами. Деление электролитов на сильные и слабые и умение записывать полные и сокращённые ионные уравнения — необходимые практические навыки для решения качественных и расчётных задач ЕГЭ по неорганической химии, завершающие рассмотренный в этой серии статей блок основ общей и неорганической химии.