Как составить уравнения электролитической диссоциации электролитов

Электролитической диссоциацией называют процесс, в ходе которого молекулы растворенного вещества
распадаются на ионы в результате взаимодействия с растворителем (воды). Диссоциация является обратимым процессом.

Диссоциация обуславливает ионную проводимость растворов электролитов. Чем больше молекул вещества распадается на ионы, тем
лучше оно проводит электрический ток и является более сильным электролитом.

В общем виде процесс электролитической диссоциации можно представить так:

KA ⇄ K⁺ (катион) + A^– (анион)

NaCl ⇄ Na⁺ + Cl^–

Замечу, что сила кислоты определяется способностью отщеплять протон. Чем легче кислота его отщепляет, тем она сильнее.

У HF крайне затруднен процесс диссоциации из-за образования водородных связей между F (самым электроотрицательным элементом) одной молекулы
и H другой молекулы.

Ступени диссоциации

Некоторые вещества диссоциируют на ионы не в одну стадию (как NaCl), а ступенчато. Это характерно для многоосновных кислот: H₂SO₄,
H₃PO₄.

Посмотрите на ступенчатую диссоциацию ортофосфорной кислоты:

Важно заметить, что концентрация ионов на разных ступенях разная. На первых ступенях ионов всегда много, а до последних доходят не все молекулы.
Поэтому в растворе ортофосфорной кислоты концентрация дигидрофосфат-анионов будет больше, чем фосфат-анионов.

Для серной кислоты диссоциация будет выглядеть так:

Для средних солей диссоциация чаще всего происходит в одну ступень:

Na₃PO₄ ⇄ 3Na⁺ + PO₄^3-

Из одной молекулы ортофосфата натрия образовалось 4 иона.

K₂SO₄ ⇄ 2K⁺ + SO₄^2-

Из одной молекулы сульфата калия образовалось 3 иона.

Электролиты и неэлектролиты

Химические вещества отличаются друг от друга по способности проводить электрический ток. Исходя из этой способности,
вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.

Электролиты – жидкие или твердые вещества, в которых присутствуют ионы, способные перемещаться и проводить электрический
ток. Связи в их молекулах обычно ионные или ковалентные сильнополярные.

К ним относятся соли, сильные кислоты и щелочи (растворимые основания).

Степень диссоциации сильных электролитов составляет от 0,3 до 1, что означает 30-100% распад молекул, попавших в раствор, на ионы.

Неэлектролиты – вещества недиссоциирующие в растворах на ионы. В молекулах эти веществ связи ковалентные неполярные или слабополярные.

К неэлектролитам относятся многие органические вещества, слабые кислоты, нерастворимые в воде основания и гидроксид аммония.

Степень их диссоциации до 0 до 0.3, то есть в растворе неэлектролита на ионы распадается до 30% молекул. Они плохо или вообще не проводят
электрический ток.

Молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения

Молекулярное уравнение представляет собой запись реакции с использованием молекул. Это те уравнения, к которым мы привыкли и которыми
наиболее часто пользуемся. Примеры молекулярных уравнений:

Полные ионные уравнения записываются путем разложения молекул на ионы. Запомните, что нельзя раскладывать на ионы:

• Слабые электролиты (в их числе вода)
• Осадки
• Газы

Сокращенное ионное уравнение записывается путем сокращения одинаковых ионов из левой и правой части. Просто, как в математике – остается только то,
что сократить нельзя.

Электролиты и их диссоциация

Вещества,
распадающиеся на ионы в расплавах или
растворах и поэтому проводящие
электрический ток, называются
электролитами.
Электролитами являются соединения с
ионной или полярной связью – соли,
кислоты, основания. Распад электролитов
на ионы в водном растворе называют
электролитической
диссоциацией. С
учетом особенностей диссоциации в
водном растворе веществ различных
классов могут быть даны их определения.

Кислоты
– вещества, при диссоциации которых
образуются катионы Н⁺
и
анионы кислотных остатков. Основность
кислот оценивается количеством ионов
Н⁺
,
способных отщепляться при диссоциации
молекулы кислоты.

Основания
– вещества, при диссоциации которых
образуются анионы ОН^¯
и
катионы металлов. Растворимые в воде
основания называют щелочами.

Средние
соли –
вещества, при диссоциации которых
образуются катионы металлов и анионы
кислотных остатков.

Кислые
соли –
вещества, при диссоциации которых могут
образовываться катионы металлов,
водорода и анионы кислотных остатков.

Все
электролиты делятся на сильные и слабые.
Количественно силу электролитов
оценивают по величине степени их
диссоциации. Степень
диссоциации электролита (α)
– это отношение числа его молей (n),
распавшихся в растворе на ионы, к общему
числу молей (υ) растворенного вещества

α
=

%.

Степень
диссоциации зависит от природы
электролита, концентрации раствора и
температуры. Она увеличивается с
уменьшением концентрации и повышением
температуры. В разбавленных растворах
сильные электролиты диссоциируют
практически полностью. В случае ионных
соединений уже в процессе их растворения
образуются ионы, которые и переходят в
раствор, т.е. при любой концентрации
такого раствора в нем содержатся только
ионы. В растворах слабых электролитов
возникает равновесие между
недиссоциированными молекулами и
образующимися при диссоциации ионами.

К
числу сильных электролитов относятся
практически все растворимые соли, многие
кислоты (например, HCl,
HNO₃,
H₂SO₄)
и растворимые основания (например, NaOH,
KOH,
Ca(OH)₂,
Ba(OH)₂).
Слабые электролиты, содержащие
многозарядные ионы, диссоциируют
ступенчато, по стадиям. При этом легче
идет диссоциация по первой стадии.

Концентрацию
электролита и концентрации образующихся
при его диссоциации ионов принято
выражать в моль/л.

Пример
1.
Напишите уравнения электролитической
диссоциации сильных электролитов: HNO₃,
H₂SO₄,
Ca(OH)₂,
Fe(NO₃)₃.

Р
е
ш
е
н
и
е.
HNO₃
H⁺+NO₃¯;
Ca(OH)₂Ca²⁺+2OH¯;

H₂SO₄2H⁺+SO₄^2¯;
Fe(NO₃)₃Fe³⁺+3NO₃^¯.

Пример
2. Напишите
уравнения электролитической диссоциации
слабых электролитов: H₂SO₃,
H₃PO₄.

Р
е
ш
е
н
и
е.
H₂SO₃H⁺+HSO₃¯;
HSO₃¯H⁺+SO₃^2¯;

H₃PO₄H⁺+H₂PO₄¯;
H₂PO₄¯H⁺+
HPO₄²¯;
HPO₄²¯H⁺+
PO₄³¯.

Пример
3. Сколько
ионов водорода и сколько молей ионов
водорода образуется при полной диссоциации
2 моль серной кислоты?

Р
е ш е н и е. Согласно уравнению диссоциации

из
2 моль H₂SO₄
образуется 4 моль ионов H⁺.

Учитывая,
что в 1 моль вещества содержится 6*10²³
частиц (молекул, ионов), можно найти,
какое число ионов содержится в 4 моль
ионов H⁺.

В
1 моль вещества содержится 6*10²³
ионов

В
4 моль вещества содержится x
ионов

Откуда

(ионов
H⁺).

Пример
4. Сколько
молей ионов водорода образуется
в растворе, содержащем 1 моль HNO₂,
если степень диссоциации кислоты равна
2
%?

Р
е ш е н и е. Определим, сколько молей
кислоты продиссоциировало, приняв во
внимание степень диссоциации кислоты.

1
моль HNO₂
составляет
100%

x
моль
HNO₂
составляет
2%

Откуда

(моль).

Расчет
можно провести, используя формулу:

α
=

(моль).

Из
уравнения диссоциации



следует,
что при диссоциации 0,02 моль HNO₂
образуется
0,02 моль ионов H⁺.

Пример
5. Вычислите
концентрацию (в моль/л) ионов Cu²⁺
в 1,6%-ом растворе CuSO₄,
приняв плотность раствора равной 1
г/см³.

Р
е ш е н и е. Найдем массу сульфата меди,
содержащегося в 1 л раствора, учитывая,
что масса такого раствора равна 1000 г
(1000 мл *1 г/мл):

в
100 г раствора содержится 1,6 г CuSO₄

в
1000 г раствора содержится x
г
CuSO₄

Откуда

(г).

Это
составит 0,1 моль CuSO₄
(16
г : 160 г/моль, где 160 г/моль – молярная
масса CuSO₄).
Из уравнения диссоциации CuSO₄
(соли
в разбавленных растворах диссоциируют
полностью)

следует,
что при диссоциации 0,1 моль CuSO₄
образуется
0,1 моль ионов Cu²⁺.

Пример
6.
Вычислите суммарное число молей ионов
Fe³⁺
и NO₃¯,
образующихся в 1 л раствора, который
содержит 0,15 моль Fe(NO₃)₃.

Р
е ш е н и е. Учитывая, что соли – сильные
электролиты, согласно уравнению
диссоциации

из
0,15 моль Fe(NO₃)₃
образуется
0,15 моль ионов Fe³⁺
и
0,45 моль ионов NO₃¯,
что в сумме составит 0,6 моль ионов.

Пример
7. В
1 л раствора содержится 0,3 моль хлорида
натрия и 0,1 моль фосфата калия. Сколько
хлорида калия и фосфата натрия (в моль)
необходимо взять, чтобы приготовить 1
л раствора такого же
состава?

Р
е ш е н и е. Из уравнений диссоциации
солей NaCl
и K₃PO₄

следует,
что в 1 л раствора содержится по 0,3 моль
ионов Na⁺,
K⁺
и
Cl^¯
и
0,1 моль ионов PO₄³¯.

Чтобы
при замене солей число ионов не изменилось,
в растворе должно содержаться, как
следует из уравнений диссоциации

0,3
моль KCl
и 0,1 моль Na₃PO₄.

2-1.
Какие из веществ — поваренная соль,
фосфорная кислота, водород, гидроксид
натрия, сульфат калия, оксид азота (II),
сернистая кислота, сахар – являются
электролитами?

2-2.
Какие из названных ниже веществ могут
быть отнесены к сильным, какие — к слабым
электролитам:

а)
NaF,
KCl,
LiBr
(ионные соединения); б) HCl,
НСlO₄,
H₂SO₄
(соединения с сильно полярными связями);
в)
Н₂СO₃,
Be(ОН)₂,
H₂S
(соединения со слабо полярными связями);
г) СН₄,
N₂,
О₂
(соединения с неполярными связями)?

*2-3.
Как можно объяснить, что одно и то же
вещество, растворенное в одном
растворителе, диссоциирует, в другом —
нет? В каком растворителе — а) водном
(молекулы Н₂О
полярны); б) бензольном (молекулы С₆Н₆
неполярны) —диссоциирует СuСl₂?

2-4.
Почему не проводит электрический ток
чистая вода?

*2-5.
Почему жидкие НСl
и SO₂
не проводят, а их водные растворы проводят
электрический ток?

2-6.
Какое из приведенных ниже уравнений
отражает процесс электролитической
диссоциации:

а) 2Н₂O=
Н₂
+ O₂;

б) Н₂O=Н⁺
+ OН¯;

в) 2Н₂О
+ 2Na
= 2NaOH
+ Н₂;

г) H⁺+OH¯=H₂O?

2-7.
Какая из приведенных ниже схем наиболее
полно отображает сущность процесса
электролитической диссоциации
бромоводородной кислоты:

а)
НВr
= Н⁺
+ Вr¯;

б)
НВr
+ Н₂O
= Н₃O⁺+
Вr¯;

в)
НВr
+ аН₂O

[Н₃O
(Н₂O)
п]
⁺
+ [Вr
(Н₂O)
т]¯?

Какую
схему наиболее часто используют?

2-8.
Напишите уравнения диссоциации: а)
сильных одноосновных кислот HI
и НС1O₄;
б) слабых одноосновных кислот HF
и НСlO.

2-9.
Напишите уравнения диссоциации в
разбавленном растворе: а) сильных
многоосновных кислот H₂SO₄,
H₂SeO₄;
б)
слабых многоосновных кислот H₂S,
Н₂СO₃.
Почему
диссоциация слабых кислот по каждой
последующей стадии протекает в меньшей
степени, чем
по
предыдущей?

2-10.
Напишите уравнения диссоциации сильных
оснований:
NaOH
и
Sr(OH)₂.

*2-11.
Как можно объяснить наличие амфотерных
свойств
у
ряда
гидроксидов? Как практически подтверждается
амфотерный характер гидроксидов?

2–12.
Напишите уравнения реакций, иллюстрирующих
амфотерные свойства гидроксидов цинка
и алюминия.

2-13.
Как
изменяются основные свойства гидроксидов
элементов с увеличением их порядкового
номе­ра: а) в периоде; б) в группе?

*2-14.
Какое из приведенных ниже определений
правильно? Средняя соль — это вещество,
при диссоциации которого образуются:
а) катионы водорода и анионы кислотного
остатка; б) катионы металла и
гидроксид-анионы; в) катионы водорода,
металла и анионы кислотного остатка;
г) катионы металла и анионы кислотного
остатка.

2-15.
Напишите уравнения электролитической
диссоциации солей: а) хлорида алюминия;
б) сульфата железа (III); в) карбоната
калия; г) нитрата меди (II);
д)
фосфата натрия.

2-16.
Напишите
уравнения электролитической диссоциации
кислых солей: а) гидросульфата натрия;
б)
гидросульфата магния; в) гидрокарбоната
кальция;
г)
гидрокарбоната калия; д) дигидрофосфата
калия; е) гидрофосфата натрия.

2-17.
Напишите уравнения электролитической
диссоциации основных солей: a)
MgOHCl;
б) A1(OH)₂NO₃;
в) FeOHSO₄;
г) (ZnOH)₂SO₄;
д) CrOH(NO₃)₂;
е) FeOHCl₂.

2-18.
Расположите в ряд по мере увеличения
числа ионов, образующихся при диссоциации
1
моль соли, формулы: a)
Fe₂(SO₄)₃;
б) FeCl₂;
в) Fe(NO₃)₃.

2-19.
В растворе какой из кислот одинаковой
концентрации (моль/л) — серной или
сероводородной, азотной или азотистой
— содержится большее число
ионов
водорода?

*2-20.
Чем объяснить, что при разбавлении
концентрированной соляной кислоты
водой электропроводность раствора
первоначально повышается, а затем –
понижается?

*2–21.
Какие из перечисленных ниже фактов
влияют на степень диссоциации электролитов:
а) природа электролита; б) концентрация
раствора; в) температура раствора; г)
природа растворителя; д) атмосферное
давление?

2-22.
Сколько моль ионов ОН¯ образуется при
полной диссоциации 0,05 моль Са(ОН)₂?

2-23.
Сколько моль ионов SO₄^2¯
образуется при полной диссоциации 0,01
моль Fe₂(SO₄)₃?

2-24.
Сколько моль ионов Н⁺
образуется в растворе, содержащем 0,001
моль НСlO,
если степень диссоциации кислоты равна
1
%?

2-25.
Сколько моль ионов Н⁺
образуется в растворе, содержащем 0,01
моль H₂S,
если степень диссоциации сероводородной
кислоты в растворе по первой ступени
равна 0,3 % (диссоциацией по второй ступени
пренебречь)?

2-26.
Сколько моль ионов NO₃¯
образуется
при полной диссоциации 0,01
моль Mg(NO₃)₂?

*2-27.
Вычислите концентрацию ионов Na⁺
(в моль/л) в 1,17%-ом растворе NaCl,
приняв
плотность
раствора равной 1
г/см³.

*2-28.
Вычислите концентрацию ионов Сl¯
(в моль/л)
в 1,14%-ом растворе MgCl₂,
приняв плотность раствора равной 1
г/см³.

2-29.
Вычислите суммарное число моль ионов
Nа⁺
и SO₄^2¯,
которые образуются в растворе, содержащем
1 моль Na₂SO₄.

2-30.
Вычислите суммарное число моль ионов
Н⁺
и HSO₃¯,
которые образуются в растворе, содержащем
0,1
моль H₂SO₃.
Степень диссоциации кислоты в растворе
по первой ступени равна 40% (диссоциацией
по второй ступени пренебречь).

*2-31.
В 1 л раствора содержится 0,2 моль нитрата
натрия
и 0,1 моль сульфата калия. Сколько нитрата
калия и сульфата натрия (в моль) необходимо
взять,
чтобы
приготовить 1
л раствора такого же состава?

*2-32.
В 1 л раствора содержится 0,1 моль хлорида
калия и 0,05 моль карбоната натрия. Сколько
хлорида натрия и карбоната калия (в
моль) нужно
взять,
чтобы приготовить 1
л раствора такого же состава?

Ионные
уравнения

Реакции
в водных растворах электролитов являются
реакциями
между
ионами. Уравнения таких реакций называют
ионными
уравнениями. При
написании
ионных уравнений формулы малодиссоциирующих,
малорастворимых и газообразных веществ
записывают в молекулярной форме, формулы
хорошо растворимых и хорошо
диссоциирующих
в растворе веществ – в ионной
форме.
Реакции обмена в растворах электролитов
протекают практически необратимо в
сторону образования
малодиссоциирующих
(слабые электролиты), малорастворимых
(выпадает осадок), газообразных
(выделяется
газ) веществ.

Пример.
Напишите
молекулярное и ионное уравнения реакции
взаимодействия в растворе хлорида бария
и сульфата натрия.

Р
е ш е н и е. Молекулярное уравнение:

Стрелка
при BaSO₄
указывает на то, что в водном растворе
это соединение выпадает в осадок.

Напишем
уравнение в ионной форме:

Ba²⁺+2Cl¯+2Na⁺+SO₄^2¯=
BaSO₄+2Na⁺+2Cl¯.

Сократим
в левой и правой частях уравнения формулы
одинаковых ионов. Получим ионное
уравнение:

Ba²⁺+SO₄^2¯=
BaSO₄

Можно
сразу записывать конечное ионное
уравнение, минуя промежуточную стадию.
Промежуточное уравнение называют полным
ионным уравнением, конечное – сокращенным
ионным уравнением.

2-33.
Напишите
ионные уравнения реакций, про­текающих
с образованием труднорастворимых
ве­ществ:

а)
CuSO₄
+ 2NaOH = Cu(OH)₂
+ Na₂SO₄;

б)
Al₂(SO₄)₃
+ 3Са(OH)₂
= 2А1(OH)₃
+ 3CaSO₄.

2-34.
Напишите ионные уравнения реакций,
про­текающих с образованием
малодиссоциирующих ве­ществ:

а)
NaNO₂
+ HCl = HNO₂
+ NaCl;

б)
H₂SO₄
+ 2NaOH = Na₂SO₄
+ 2Н₂O.

2-35.
Напишите ионные уравнения следующих
реакций:

а)
Сu(ОН)₂
+ 2HNO₃
= Сu(NO₃)₂+2Н₂O;

б)
Ba(OH)₂
+ H₂SO₄
= BaSO₄
+2Н₂O;

в)
Zn(OH)₂
+ 2NaOH = Na₂
[Zn(OH)₄];

г)
H₂SO₄+
2КОН
= K₂SO₄
+
2Н₂O.

2-36.
Напишите молекулярные и ионные уравнения
реакций, протекающих при сливании
растворов:
а) гидроксида
калия и соляной кислоты; б) гидроксида
лития и азотной кислоты; в) гидроксида
кальция и серной кислоты.

2-37.
Напишите молекулярные уравнения
следующих реакций:

а)
Ва²⁺
+ СО₃²¯
= ВаСO₃;

б)
Mg²⁺
+ 2OН¯
= Mg
(ОН)₂;

в)
Ag⁺
+ I¯
= AgI;

г)
НСO₃¯+
Н⁺
= СO₂
+ Н₂O;

д)
Ba(OH)₂
+ 2H⁺
= Be²⁺+2H₂O;

е)
Zn+2H⁺
= Zn²⁺
+ Н₂.

2-38.
Закончите молекулярные и напишите
ионные уравнения следующих реакций:

а)
СаСO₃
+ НС1;
г)
H₂S
+ NaOH;

б)
Fe
+ H₂SO₄;
д)
SO₂
+ KOH;

в)
Zn
(ОН)₂
+ HNO₃;
е) СO₂
+ Са(OН)₂.

2-39.
Закончите ионные и напишите молекулярные
уравнения следующих реакций:

а)
Сr³⁺
+ … Сr(ОН)₃;
г) СO₃²¯
+ … СаСО₃;

б)
Рb²⁺+
…
PbS; д)
SO₄²¯
+ …
SrSO₄;

в)
Ag⁺+…AgCl;
е)
S^2¯
+… CuS.

2-40.
Будут ли протекать в растворе следующие
реакции
обмена:

а)
Са(NO₃)₂+
NaCl;
г)
Cu(NO₃)₂
+ KOH;

б)
ВаС1₂
+ MgSO₄;
д)
NaOH + KCl;

в)
K₂SO₄
+ Ba(NO₃)₂;
е) Са (ОН)₂
+ НСl.

При
составлении уравнений электролитической диссоциации следует
поступать следующим образом: в левой части уравнения записать
формулу электролита, затем поставить знак равенства или обратимости в
зависимости от силы электролита. В правой части записать формулы
образующихся положительно и отрицательно заряженных ионов, указав значения и
знаки их зарядов. Перед формулами ионов поставить коэффициенты, затем проверить
сумму положительных и отрицательных ионов, она должна быть равна нулю.

Кислоты
–
это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы водорода и
анионы кислотного остатка.

Сильные
кислоты диссоциируют полностью по одной ступени:

HCl
= H⁺ + Cl^–

HNO₃
= H⁺ + NO₃^–

H₂SO₄
= 2H⁺
+ SO₄^2-

При
диссоциации сильных кислот ставится знак равенства, а при диссоциации слабых
кислот вместо знака равенства ставится знак обратимости.

HNO₂ ⇆ H⁺
+ NO₂^–

Многоосновные
слабые кислоты диссоциируют ступенчато. На каждой стадии
отщепляется ион водорода. Например, диссоциация фосфорной кислоты идет в 3
ступени:

1)
H₃PO₄ ⇆ H⁺
+ H₂PO₄^–

2)
H₂PO₄^– ⇆ H⁺
+ HPO₄^2-

3)
HPO₄^2- ⇆ H⁺
+ PO₄^3-

Следует
учитывать, что диссоциация, в данном случае, по второй ступени протекает намного
слабее, чем по первой, а диссоциация по третьей ступени при обычных условиях
почти не происходит.

Как
видно, все кислоты при диссоциации образуют катионы водорода, поэтому
они имеют кислый вкус и изменяют окраску индикаторов: лакмус и метилоранж становятся
красными.

Основания
– это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металла и в
качестве анионов гидроксид-ионы.

Сильные
электролиты – щёлочи – диссоциируют полностью по первой ступени.

NaOH
= Na⁺
+ OH^–

Ca(OH)₂
= Ca²⁺
+ 2OH^–

Многоосновные
слабые основания диссоциируют ступенчато и вместо знака
равенства ставится знак обратимости. Например, гидроксид меди (II)
диссоциирует по двум ступеням:

1)
Cu(OH)₂
⇆ CuOH⁺
+ OH^–

2)
CuOH⁺ ⇆ Cu²⁺
+ OH^–

Т.к.
при диссоциации оснований образуются гидроксид-ионы, то они будут иметь схожие
свойства, такие как мыльность на ощупь, изменение окраски индикаторов: лакмус
становится синим, метилоранж – жёлтым, фенолфталеин – малиновым.

Соли
– это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или
аммония) и анионы кислотного остатка.

Соли
диссоциируют по одной ступени, в отличие от кислот и
оснований.

NaCl
= Na⁺ + Cl^–

NH₄NO₃
= NH₄⁺ + NO₃^–

Al₂(SO₄)₃
= 2Al³⁺
+ 3SO₄^2-

Свойства
солей определяются как катионами металла, так и анионами кислотного остатка.
Например, соли аммония имеют общие свойства, обусловленные наличием иона
аммония (NH₄⁺),
так и различные, обусловленные анионами кислотного остатка.  Общие свойства
сульфатов – солей серной кислоты – обусловлены наличием сульфат-ионов, а
специфические свойства обусловлены различными катионами.

Кислые
соли, в отличие от средних, диссоциируют ступенчато:
первая ступень сопровождается диссоциацией катиона металла и аниона кислотного
остатка, содержащего ион водорода, вторая ступень – это отщепление иона
водорода и кислотного остатка.

NaHCO₃
= Na⁺ + HCO₃^–

HCO₃^–
⇆
H⁺ + CO₃^2-

Темы кодификатора ЕГЭ: Электролитическая диссоциация электролитов вводных растворах. Сильные и слабые электролиты.

Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

Электрический ток – это упорядоченное движение заряженных частиц под действием электрического поля. Таким образом, в растворах или расплавах электролитов есть заряженные частицы. В растворах электролитов, как правило, электрическая проводимость обусловлена наличием ионов.

Ионы – это заряженные частицы (атомы или группы атомов). Разделяют положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы).

Электролитическая диссоциация — это процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.

Разделяют вещества — электролиты и неэлектролиты. К неэлектролитам относятся вещества с прочной ковалентной неполярной связью (простые вещества), все оксиды (которые химически не взаимодействуют с водой), большинство органических веществ (кроме полярных соединений — карбоновых кислот, их солей, фенолов) — альдегиды, кетоны, углеводороды, углеводы.

К электролитам относят некоторые вещества с ковалентной полярной связью и вещества с ионной кристаллической решеткой.

В чем же суть процесса электролитической диссоциации?

Поместим в пробирку несколько кристаллов хлорида натрия и добавим воду. Через некоторое время кристаллы растворятся. Что произошло?
Хлорид натрия – вещество с ионной кристаллической решеткой. Кристалл NaCl состоит из ионов Na⁺ и Cl^—. В воде этот кристалл распадается на структурные единицы-ионы. При этом распадаются ионные химические связи и некоторые водородные связи между молекулами воды. Попавшие в воду ионы  Na⁺ и Cl^— вступают во взаимодействие с молекулами воды. В случае хлорид-ионов можно говорить про электростатическое притяжение дипольных (полярных) молекул воды к аниону хлора, а в случае катионов натрия оно приближается по своей природе к донорно-акцепторному (когда электронная пара атома кислорода помещается на вакантные орбитали иона натрия). Окруженные молекулами воды ионы покрываются гидратной оболочкой. Диссоциация хлорида натрия описывается уравнением:

NaCl = Na⁺ + Cl^–

При растворении в воде соединений с ковалентной полярной связью, молекулы воды, окружив полярную молекулу, сначала растягивают связь в ней, увеличивая её полярность, затем разрывают её на ионы, которые гидратируются и равномерно распределяются в растворе. Например, соляная ксилота диссоциирует на ионы так: HCl = H⁺ + Cl^—.

При расплавлении, когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она разрушается, образуется расплав, который состоит из ионов.

Процесс электролитической диссоциации характеризуется величиной степени диссоциации молекул вещества:

Степень диссоциации — это отношение числа продиссоциировавших (распавшихся) молекул к общему числу молекул электролита. Т.е., какая доля молекул исходного вещества распадается в растворе или расплаве на ионы.

α=N_{продисс}/N_исх, где:

N_{продисс} — это число продиссоциировавших молекул,

N_исх — это исходное число молекул.

По степени диссоциации электролиты делят на делят на сильные  и слабые.

Сильные электролиты (α≈1):

1. Все растворимые соли (в том числе соли органических кислот — ацетат калия CH₃COOK, формиат натрия HCOONa и др.)

2. Сильные кислоты: HCl, HI, HBr, HNO₃, H₂SO₄ (по первой ступени), HClO₄  и др.;

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

Сильные электролиты распадаются на ионы практически полностью в водных растворах, но только в ненасыщенных. В насыщенных растворах даже сильные электролиты могут распадаться только частично. Т.е. степень диссоциации сильных электролитов α приблизительно равна 1 только для ненасыщенных растворов веществ. В насыщенных или концентрированны растворах степень диссоциации сильных электролитов может быть меньше или равна 1: α≤1.

Слабые электролиты (α<1):

1. Слабые кислоты, в т.ч. органические;

2. Нерастворимые основания и гидроксид аммония NH₄OH;

3. Нерастворимые и некоторые малорастворимые соли (в зависимости от растворимости).

Неэлектролиты:

1. Оксиды, не взаимодействующие с водой (взаимодействующие с водой оксиды при растворении в воде вступают в химическую реакцию с образованием гидроксидов);

2. Простые вещества;

3. Большинство органических веществ со слабополярными или неполярными связями (альдегиды, кетоны, углеводороды и т.д.).

Как диссоциируют вещества? По степени диссоциации различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты диссоциируют полностью (в насыщенных растворах),  в одну ступень, все молекулы распадаются на ионы, практически необратимо. Обратите внимание — при диссоциации в растворе образуются только устойчивые ионы. Самые распространенные ионы можно найти в таблице растворимости — это ваша официальная шпаргалка на любом экзамене.  Степень диссоциации сильных электролитов примерно равна 1. Например, при диссоциации фосфата натрия образуются ионы Na⁺ и PO₄^3–:

Na₃PO₄ → 3Na⁺ +PO₄^3-

 NH₄Cr(SO₄)₂  →  NH₄⁺ + Cr³⁺ + 2SO₄^2–

Диссоциация слабых электролитов: многоосновных кислот и многокислотных оснований происходит ступенчато и обратимо. Т.е. при диссоциации слабых электролитов распадается на ионы только очень небольшая часть исходных частиц. Например, угольная кислота:

H₂CO₃ ↔ H⁺ + HCO₃^–

HCO₃^– ↔ H⁺ + CO₃^2–

Гидроксид магния диссоциирует также в 2 ступени:

Mg(OH)₂ ⇄ Mg(OH) + OH^–

Mg(OH)⁺ ⇄ Mg²⁺ + OH^–

Кислые соли диссоциируют также ступенчато, сначала разрываются ионные связи, затем — ковалентные полярные. Например, гидрокабонат калия и гидроксохлорид магния:

KHCO₃ ⇄ K⁺ + HCO₃^– (α=1)        

HCO₃^– ⇄ H⁺ + CO₃^2– (α < 1)

     Mg(OH)Cl ⇄ MgOH⁺ + Cl^– (α=1)      

MgOH⁺ ⇄ Mg²⁺ + OH^– (α<< 1)

 Степень диссоциации слабых электролитов намного меньше 1: α<<1.

Основные положения теории электролитической диссоциации, таким образом:

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

2. Причина диссоциации электролиты в воде – это его гидратация, т.е. взаимодействие с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.

3. Под действием внешнего электрического поля положительно заряженные ионы двигаются к отрицательно заряженному электроду — катоду, их называют катионами. Отрицательно заряженные электроны двигаются к положительному электроду – аноду. Их называют анионами.

4. Электролитическая диссоциация происходит обратимо для слабых электролитов, и практически необратимо для сильных электролитов.

5. Электролиты могут в разной степени диссоциировать на ионы — в зависимости от внешних условий, концентрации и природы электролита.

6. Химические свойства ионов отличаются от свойств простых веществ. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые из него образуются при диссоциации.

Примеры.

1. При неполной диссоциации 1 моль соли общее количество положительных и отрицательных ионов в растворе составило 3,4 моль. Формула соли – а) K₂S    б) Ba(ClO₃)₂    в) NH₄NO₃   г) Fe(NO₃)₃

Решение: для начала определим силу электролитов. Это легко можно сделать по таблице растворимости. Все соли, приведенные в ответах — растворимые, т.е. сильные электролиты. Далее, запишем уравнения электролитической диссоциации и по уравнению определим максимально число ионов в каждом растворе:

а) K₂S ⇄ 2K⁺ + S^2–, при полном распаде 1 моль соли образуется 3 моль ионов, больше 3 моль ионов не получится никак;

б) Ba(ClO₃)₂ ⇄ Ba²⁺ + 2ClO₃^–, опять при распаде 1 моль соли образуется 3 моль ионов, больше 3 моль ионов не образуется никак;

в) NH₄NO₃ ⇄ NH₄⁺+ NO₃^–, при распаде 1 моль нитрата аммония образуется 2 моль ионов максимально, больше 2 моль ионов не образуется никак;

г) Fe(NO₃)₃ ⇄ Fe³⁺ + 3NO₃^–, при полном распаде 1 моль нитрата железа (III) образуется 4 моль ионов. Следовательно, при неполном распаде 1 моль нитрата железа возможно образование меньшего числа ионов (неполный распад возможен в насыщенном растворе соли). Следовательно, вариант 4 нам подходит.

Ответ г).