Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты.

1. Электролиты и неэлектролиты

Одним из признаков классификации веществ может служить способность вещества растворяться или не растворяться в растворителе. Учёные утверждают, что практически нерастворимых веществ в воде не существует. Истинные растворы бывают молекулярными, ионно-молекулярными и ионными. Некоторые вещества под действием растворителя переходят в раствор в виде молекул, сохраняя молекулярную структуру. При этом в растворе присутствуют молекулы растворённого вещества и частицы растворителя. Такие вещества называются неэлектролитами. В растворе каждая молекула вещества окружена молекулами растворителя, образуя сольватную оболочку (в случае воды – гидратную). Примерами неэлектролитов являются многие органические вещества: сахара, формальдегид, мочевина. Процесс сольватации экзотермичен, выделяющаяся энергия расходуется на преодоление сил межмолекулярного притяжения растворённого вещества. В XIX веке были обнаружены закономерности замерзания и кипения растворов неэлектролитов: замерзают при более низких температурах, и кипят при более высоких температурах по сравнению с чистым растворителем. Отклонения температуры прямо пропорциональны концентрации неэлектролита. В это же время М. Фарадей обнаружил растворы, которые проводят электрический ток. Он назвал их электролитами и высчитал, что они имеют более низкие температуры кристаллизации и более высокие температуры кипения и по сравнению с чистым растворителем и по сравнению с растворами неэлектролитов. Растворы электролитов ведут себя так, будто частиц в единице объёма больше, чем для раствора неэлектролита. Шведский химик С.Аррениус в 1887 году пребположил, что вещества-электролиты в водном растворе распадаются не до молекул, а до более мелких частиц. Сейчас мы знаем, что эти заряженные частицы называются ионами, а процесс распада вещества при растворении или расплавлении называется электролитической диссоциацией. Русские химики Каблуков И.А. и Кистяковский В.А. применили к объяснению процесса электролитической диссоциации химическую теорию растворов Менделеева Д.И..

Вещества-электролиты предрасположены к диссоциации: это вещества с ковалентной полярной или ионной связью, а значит, в них есть смещение электронной плотности от одного атома к другому, что облегчает гидратацию частиц, повышает экзотермичность процесса. Диссоциация – обратимый процесс, обратный называется ассоциацией.

Особую группу соединений составляют малорастворимые электролиты.

Опыт:

1. В ступке измельчаем школьный мел. Размешиваем его в пробирке с водой. Наблюдаем образование грубодисперстной системы – взвеси.

2. После отстаивания частиц карбоната кальция мутная жидкость становится прозрачной. Мы говорим о нерастворимости соли в воде.

3. Каплю жидкости помещаем на предметное стекло и выпариваем. Наблюдаем белый налёт. Это незначительное количество карбоната кальция, которое все-таки растворилось (растворимость СаСО₃ составляет 6 мг в 100г воды)

Вывод: то небольшое количество соли, которое растворилось в воде, полностью продиссоциировало. СаСО₃ – малорастворимый электролит. Концентрации ионов малорастворимых электролитов в насыщенных растворах ничтожно малы, ими можно пренебречь.

СаСО₃ + 2Н⁺ = Са⁺² + СО₂ + Н₂О

1. Сильные и слабые электролиты. Степень электролитической диссоциации

С. Аррениус ввёл понятие «степень электролитической диссоциации» для количественной оценки способности электролита распадаться на ионы.

Степень электролитической диссоциации (α) – это соотношение числа моль электролита, распавшегося на ионы, к общему числу моль электролита в растворе. Выражается в долях единицы или в процентах. Физический смысл этой величины – доля электролита, распавшегося на ионы. В зависимости от величины степени диссоциации С Аррениус разделил все электролиты на сильные и слабые.

Степень электролитической диссоциации зависит от:

• природы электролита и растворителя. Чем полярнее растворитель, тем выше степень диссоциации растворённого вещества. Так, уксусная кислота (слабый электролит) в воде диссоциирует сильнее, чем в этиловом спирте. Концентрация кислоты в обоих растворителях одинакова.

• температуры. Процесс электролитической диссоциации – эндотермический процесс, в соответствии с правилом Ле Шателье при увеличении теппературы равновесие смещается вправо, степень диссоциации при нагревании увеличивается.

• от концентрации электролита в растворе. Разбавление раствора всегда усиливает диссоциацию вещества.

3.Реакции ионного обмена.

Реакции между растворами электролитов являются реакциями между ионами, образовавшимися в результате электролитической диссоциации исходных веществ. Поскольку взаимодействие осуществляется между ионами, несущими противоположные заряды, скорость таких процессов очень велика, реакции протекают практически мгновенно. Пример: выпадение осадка AgCl происходит сразу же после добавления раствора хлорида натрия к раствору нитрата серебра.

Уравнения таких реакций записывают в молекулярном и ионном виде. Уравнения реакций между растворами электролитов, в которых фигурируют ионы, на которые диссоциируют электролиты, называются ионными или ионно-молекулярными.

Для написания ионных уравнений реакций существуют определенные правила:

1. В ионных уравнениях для сильных электролитов следует писать формулы ионов, на которые диссоциируют электролиты.

2. Для слабых электролитов и нерастворимых соединений в ионных уравнениях пишутся химические формулы веществ в недиссоциированном виде.

То есть в ионных уравнениях формулы сильных электролитов пишутся в диссоциированном виде; слабых – в недиссоциированном.

Если в ионном уравнении фигурируют все ионы, образованные в результате диссоциации реагирующих электролитов, такое уравнение называется полным ионным уравнением.

Если в ионном уравнении фигурируют только ионы, непосредственно участвующие в реакции, такое уравнение называется сокращенным ионным уравнением.

Сокращенное ионное уравнение получается из полного путем сокращения одинаковых ионов в правой и левой части уравнения, подобно процедуре упрощения математического уравнения. Сокращенное ионное уравнение компактнее полного, оно наиболее наглядно отражает сущность протекающей реакции.

Примеры:

1. NaСl + AgNO₃ = AgCl + NaNO₃ – молекулярное уравнение;

Na⁺ + Сl^– + Ag⁺ + NO₃^– = AgCl + Na⁺ + NO₃^– – полное ионное уравнение;

Ag⁺ + Сl^– = AgCl – сокращенное ионное уравнение.

2. К₂СО₃ + 2HCl = 2KCl + CO₂+ H₂O – молекулярное уравнение;

2H⁺ + CO₃^2– = CO₂+ H₂O – сокращенное ионное уравнение.

Условия протекания реакций ионного обмена.

Для реакций ионного обмена справедливы общие закономерности протекания химических реакций.

Диссоциация – процесс обратимый, одновременно с ней протекает и обратный процесс – ассоциация, то есть, в растворе электролита существует динамическое равновесие между недиссоциированной формой электролита и продуктами его электролитической диссоциации (ионами). Положение равновесия определяется, в основном, природой электролита. Для сильных электролитов равновесие процесса электролитической диссоциации сильно смещено в сторону образования ионов (вправо), то есть, в растворе практически отсутствует недиссоциированная форма электролита, поэтому считается, что сильные электролиты диссоциируют полностью и необратимо. В растворах слабых электролитов равновесие диссоциации смещено влево, в растворе преобладает недиссоциированная форма электролита, ионы присутствуют в незначительных количествах.

Изменяя условия протекания реакции, можно смещать положение равновесия вправо (в сторону образования продуктов реакции), или влево (в сторону образования исходных веществ).

В соответствии с общими принципами протекания обратимых химических реакций, равновесие реакции смещается вправо при выводе продуктов из зоны реакции. Для реакций ионного обмена этот принцип реализуется в случае образования нерастворимых и газообразных продуктов.

Примеры:

Образование нерастворимого продукта (выпадение осадка):

Ba(NO₃)₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄ + 2NaNO₃

Ba²⁺ + 2NO₃^– + 2Na⁺ + SO₄^2– = BaSO₄  + 2Na⁺ + 2NO₃^–

Ba²⁺ + SO₄^2– = BaSO₄ .

Образование газообразного продукта:

Na₂S + 2HCl = 2NaCl + H₂S

2Na⁺ + S^2– + 2H⁺ + 2Cl^- = 2Na⁺ + 2Cl^– + H₂S

S^2– + 2H⁺ = H₂S.

В случае образования слабого электролита, равновесие его ассоциации (процесс, обратный диссоциации) смещено вправо, тем самым смещается вправо равновесие данной реакции ионного обмена.

Пример. Реакция нейтрализации

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

Na⁺ + OH^– + H⁺ + Cl^– = Na⁺ + Cl^– + H₂O

H⁺ + OH^– = H₂O.

Можно заключить, что условиями необратимого протекания реакций ионного обмена являются:

1. Образование нерастворимого соединения (выпадение осадка).

2. Образование газообразного продукта (выделение газа).

3. Образование слабого электролита (в частности, воды).