Что относится к сильным электролитам

Электролит

Электролиты – вещества, расплавы или растворы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся кислоты, основания и большинство солей.

Диссоциация электролитов

К электролитам относятся вещества с ионной или сильнополярной ковалентной связью. Первые в виде ионов существуют еще до перевода их в растворенное или расплавленное состояние. К электролитам относятся соли, основания, кислоты.

Различают сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты при растворении в воде полностью диссоциируют на ионы. К ним относятся: почти все растворимые соли, многие неорганические кислоты (например, H₂SO₄, HNO₃, HCl), гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. Слабые электролиты при растворении в воде незначительно диссоциируют на ионы. К ним относятся почти все органические кислоты, некоторые неорганические кислоты (например, H₂CO₃), многие гидроксиды (кроме гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов).

Вода также является слабым электролитом.

Как и другие химические реакции, электролитическую диссоциацию в растворах записывают в виде уравнений диссоциации. При этом для сильных электролитов рассматривают процесс как идущий необратимо, а для электролитов средней силы и слабых – как обратимый процесс.

Кислоты – это электролиты, диссоциация которых в водных растворах протекает с образованием ионов водорода в качестве катионов. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Каждая следующая ступень идет все с большим и большим трудом, так как образующиеся ионы кислотных остатков являются более слабыми электролитами.

Основания – электролиты, диссоциирующие в водном растворе с образованием гидроксид-иона ОН- в качестве аниона. Образование гидроксид-иона является общим признаком оснований и обуславливает общие свойства сильных оснований: щелочной характер, горький вкус, мылкость на ощупь, реакцию на индикатор, нейтрализацию кислот и т. д.

Щелочи, даже малорастворимые (например, гидроксид бария Ba(OH)₂) диссоциируют нацело, пример:

Ba(OH)₂=Ba₂+2OH-

Соли – это электролиты, диссоциирующие в водном растворе с образованием катиона металла и кислотного остатка. Соли диссоциируют не ступенчато, а нацело:

Сa(NO₃)₂=Ca₂+ +2NO₃–

Теория электролитической диссоциации

Электролиты – вещества, подвергающиеся в растворах или расплавах электролитической диссоциации и проводящие электрический ток за счет движения ионов.

Электролитической диссоциацией называется распад электролитов на ионы при растворении их в воде.

Теория электролитической диссоциации (С. Аррениус, 1887) в современном понимании включает следующие положения:

• электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы – положительные (катионы) и отрицательные (анионы). Ионизация происходит легче всего для соединений с ионной связью (солей, щелочей), которые при растворении (эндотермический процесс разрушения кристаллической решетки) образуют гидратированные ионы.

Гидратация ионов – экзотермический процесс. Соотношение затраты и выигрыша энергии определяет возможность ионизации в растворе. При растворении вещества с полярной ковалентной связью (например, хлороводород HCl) диполи воды ориентируются у соответствующих полюсов растворяемой молекулы, поляризую связь и превращая ее в ионную с последующей гидратацией ионов. Этот процесс является обратимым и может идти как полностью, так и частично.

• гидратированные ионы устойчивы, беспорядочно передвигаются в растворе. Под действием электрического тока движение приобретает направленный характер: катионы движутся к отрицательному поясу (катоду), а анионы – к положительному (аноду).
• диссоциация (ионизация) – обратимый процесс. Полнота ионизации зависит от природы электролита (соли щелочи диссоциируют практически нацело), его концентрации (с увеличением концентрации ионизация идет труднее), температуры (повышение температуры способствует диссоциации), природы растворителя (ионизация происходит только в полярном растворителе, в частности, в воде).

Что мы узнали?

Электролиты – это соли, кислоты, основания, способные проводить электрический ток. Электролиты бывают сильные и слабые. Также в статье приводится информация кратко о соединениях электролитов.

2. Диссоциация сильных и слабых электролитов

Если в состав соли входит кислотный остаток сильной кислоты , то она распадается полностью. Например, при диссоциации гидросульфата калия образуются катионы калия, катионы водорода и сульфат-ионы:

KHSO 4 → K + + H + + SO 4 2 − .

Если же в состав соли входит кислотный остаток слабой кислоты , то происходит ступенчатая диссоциация. Так, гидрокарбонат натрия диссоциирует на катионы натрия и анионы кислотного остатка, которые в незначительной степени тоже могут распадаться:

NaHCO 3 → Na + + HCO 3 − ;
HCO 3 − ⇄ H + + CO 3 2 − .
Обрати внимание!
При диссоциации комплексных солей образуются катионы металла и комплексные анионы:
Na 2 [ Zn ( OH ) 2 ] → 2 Na + + [ Zn ( OH ) 2 ] 2 − .

Свойства растворов сильных электролитов определяются свойствами ионов, образовавшихся в результате диссоциации.

Слабые электролиты распадаются на ионы частично, так как происходит обратный процесс — ассоциация (соединение ионов). В уравнениях диссоциации в этом случае ставят знак обратимости:

HNO 2 ⇄ H + + NO 2 − ;
AgOH ⇄ Ag + + OH − ;
NH 4 OH ⇄ NH 4 + + OH − .

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато и преимущественно по первой стадии:

H 2 SO 3 ⇄ H + + HSO 3 − ;
HSO 3 − ⇄ H + + SO 3 2 − .

На второй ступени диссоциация происходит намного слабее, так как катион водорода должен оторваться от отрицательного иона HSO 3 − . Влияет также наличие катионов водорода, образовавшихся на первой ступени; они вызывают смещение равновесия в сторону обратного процесса и подавление диссоциации.

Свойства растворов слабых электролитов определяются ионами, образовавшимися при диссоциации, и молекулами, которые не распались на ионы.

3. Степень диссоциации, сильные и слабые электролиты

В растворах электролитов наряду с ионами присутствуют и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации , которую обозначают греческой буквой α («альфа»).

Степень диссоциации — это отношение количества вещества электролита, распавшегося на ионы, к общему количеству растворённого вещества:

Степень диссоциации электролита определяют опытным путём и выражают в долях единицы или в процентах.

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 разделяют на сильные и слабые.

Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы. У таких электролитов значение степени диссоциации стремится к единице в разбавленных растворах.

1. Электролитическая диссоциация

В зависимости от поведения в водных растворах и расплавах все вещества делятся на электролиты и неэлектролиты .

Электролиты — это вещества, которые в растворённом или расплавленном виде распадаются на ионы и проводят электрический ток.

К электролитам относятся щёлочи, кислоты и соли. Это соединения с ионными и ковалентными сильнополярными связями.

Неэлектролиты — это вещества, растворы и расплавы которых не проводят электрический ток.

К неэлектролитам относятся вещества с неполярными и ковалентными малополярными связями: простые вещества, углеводороды, спирты, альдегиды, углеводы и др.

Электролитическая диссоциация

Электролитическая диссоциация — это распад электролитов на ионы под воздействием воды или при расплавлении.

В водных растворах диссоциация происходит с участием полярных молекул воды. При растворении ионных соединений имеющиеся в их кристаллах ионы гидратируются и переходят в раствор. При растворении полярных веществ (кислот) взаимодействие их молекул с молекулами воды приводит к увеличению полярности ковалентной связи и её превращению в ионную. Затем молекулы распадаются на ионы.

Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты

Степень диссоциации \(α\) — это отношение числа продиссоциировавших молекул к общему числу молекул в растворе.

α = N дис . N общ . .
Число частиц вещества связано с его количеством: N = n ⋅ N a . Значит, α = n дис . n общ . .

Величина \(α\) выражается в долях единицы или в процентах, например: \(α\) \(=\) \(0,4\) \(=\) \(40\) % .

Степень диссоциации показывает, какая часть молекул вещества распалась на ионы. Например, если степень диссоциации сернистой кислоты \(10\) % , значит, из каждых \(100\) молекул кислоты распадаются на ионы \(10\).

Степень диссоциации обычно определяют экспериментально, исследуя электропроводность раствора. Она зависит от природы вещества, его концентрации в растворе и от температуры.

Если степень диссоциации вещества в разбавленных растворах близка к \(1\) (или к \(100\) % ), то это сильный электролит . К сильным электролитам относятся щёлочи и растворимые соли, а также сильные кислоты (азотная, серная, соляная, бромоводородная, йодоводородная, хлорная, хлорноватая, марганцевая, хромовая).

Сильные электролиты диссоциируют необратимо. В уравнениях диссоциации таких электролитов используют знак равенства или стрелку:

KOH → K + + OH − .

Если вещество распадается на ионы незначительно и его степень диссоциации близка к \(0\), то такое вещество называют слабым электролитом .

К слабым электролитам относятся: вода, слабые минеральные кислоты (азотистая, угольная, сероводородная, плавиковая), карбоновые кислоты, нерастворимые основания, гидроксиды аммония и аминов.

В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между ионами и молекулами (или нерастворившимся веществом немолекулярного строения), поэтому в уравнениях диссоциации записывают знак равновесия:

HNO 2 ⇄ H + + NO 2 − .
Такое состояние можно охарактеризовать константой диссоциации:
K дис . ( HNO 2 ) = c ( H + ) ⋅ c ( NO 2 − ) c ( HNO 2 ) .

Чем больше константа диссоциации, тем лучше электролит распадается на ионы. Константы диссоциации приведены в справочниках.

K дис . ( AgOH ) = 1,1 ⋅ 10 − 4 ,
K дис . ( NH 4 OH ) = 1,8 ⋅ 10 − 5 .
Значит, гидроксид аммония — более слабый электролит по сравнению с гидроксидом серебра.

К диссоциации слабых электролитов применим принцип Ле Шателье. Например, степень диссоциации азотистой кислоты можно понизить, если в раствор добавить сильную кислоту. Увеличение концентрации ионов водорода сдвинет равновесие влево.