Электролитическая диссоциация. Электролиты

Автор статьи — профессиональный репетитор И. Давыдова (Юдина).

Электрический ток – направленное движение заряженных частиц – электронов или ионов.

В 1887 г. шведский ученый Сванте Аррениус, изучая электропроводность растворов различных веществ, пришел к выводу, что причиной электропроводности является наличие в растворе ионов, которые образуются при растворении электролита в воде. Процесс распада электролита на ионы называют электролитической диссоциацией.

Сведения об электролитической диссоциации отражены в Теории электролитической диссоциации (ТЭД):
1. При растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на две заряженные частицы. Положительная называется катионом, отрицательная – анионом (по составу ионы подразделяют на простые – Na⁺, Ba²⁺, Cl^–, S^2– и сложные – NO₃^–, SO₄^2–, PO₄^3–, NH₄⁺, CH₃COO^–).
2. Причиной диссоциации электролита в водном растворе является его гидратация (взаимодействие электролита с молекулами воды).
3. Под действием электрического тока катионы движутся к отрицательному полюсу источника тока – катоду, а анионы движутся к положительному полюсу источника тока – аноду. Растворы электролитов электронейтральны, т.к. сумма зарядов катионов равна сумме зарядов анионов.
4. Диссоциация обратимый процесс для слабых электролитов. Наряду с процессом диссоциации (распад на ионы) протекает и обратный процесс – ассоциация (соединение ионов). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации для слабых электролитов используют знак обратимости ”⇄”, а для сильных – знак равенства “=” или односторонюю стрелочку “→”.
5. Электролиты диссоциируют по-разному, в разной мере. По степени диссоциации электролиты подразделяются на слабые и сильные.
6. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации. Кислоты при диссоциации образуют катионы водорода (Н+) и анионы кислотного остатка, основания образуют катионы металла и анионы гидроксогрупп (OH–), соли образуют катионы металла и анионы кислотных остатков.

Электролиты – это вещества, растворы или расплавы (в ОГЭ и ЕГЭ чаще речь о растворах) которых проводят электрический ток, то есть содержат заряженные частицы. Свободных электронов в растворе не бывает, носителями заряда являются ионы. Электрический ток проводят расплавы веществ с ионной кристаллической решеткой.

К электролитам относятся:

• Соли
• Кислоты
• Основания

 
Чем больше в растворе заряженных частиц, тем лучше он проводит электрический ток, т.е. чем больше молекул вещества диссоциирует, тем более сильным электролитом оно является.

Список сильных и слабых электролитов нужно знать наизусть!

Сильные электролиты (в растворах):

• Растворимые соли

NaCl, FeCl₃, KHCO₃, CuSO₄, K₂CO₃, (CH₃COO)₂Ba, NaH₂PO₄ и т.д.

• Щелочи

8 растворимых гидроксидов: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)₂, Sr(OH)₂, Ca(OH)₂.

• Сильные кислоты

HI, HBr, HClO₄, HCl, H₂SO_4(разб), HMnO₄, HNO₃, HClO₃.

Слабые электролиты:

• Слабые основания

нерастворимые основания (Mg(OH)₂, Cu(OH)₂, Fe(OH)₂, Mn(OH)₂), в т.ч. амфотерные гидроксиды (Al(OH)₃, Cr(OH)₃, Fe(OH)₃, Pb(OH)₂, Zn(OH)₂, Be(OH)₂), гидроксид аммония, т.е. гидрат аммиака (NH₃⦁H₂O) и растворы аминов.

• Слабые кислоты и кислоты средней силы

HClO₂, H₂SO₃, H₃PO₄, HF, HNO₂, H₂CO₃, H₂S, HClO, HCN, H₂SiO₃, CH₃COOH и другие органические кислоты.

• Вода

H₂O – очень слабый электролит, диссоциирует ничтожно мало. Чистая дистиллированная вода не проводит электрический ток.

Неэлектролиты: оксиды, большинство органических соединений, а также вещества, в молекулах которых имеются только ковалентные неполярные или малополярные связи и т.д.

Сила электролита определяется степенью диссоциации. Степень диссоциации обозначают греческой буквой α, она рассчитывается по формуле:

Степень электролитической диссоциации может иметь значение от 0 до 1 (в процентах от 0 до 100%). Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1, то электролит полностью распадается на ионы. Иногда α переводят в проценты для удобства восприятия. Тогда формула будет выглядеть так:

Электролитом считают вещества со степенью диссоциации от 40% и выше. Про такие вещества говорят, что они сильные электролиты. Про вещества со степенью диссоциации менее 40% говорят, что они слабые электролиты. Вещества совсем неспособные распадаться называют неэлектролитами.

Чтобы понять, какие ионы образуются при распаде электролита, следует обратиться к таблице растворимости. Попробуем составить уравнения диссоциации некоторых веществ.
Рассмотрим соль А₂В и кислоту Н₃Х:

Соли диссоциируют почти на 100%:

А₂В → 2А⁺ + В^2–. Так как все молекулы распались на ионы, из 1 моль А₂В получилось 1 моль В^2– и 2 моль А⁺, то есть три моль ионов.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

Н₃Х ⇄ H⁺+H₂X^– (1 ступень)
Н₂Х^–⇄H⁺+HX^2– (2 ступень)
HX^2–⇄H⁺+X^3– (3 ступень)

При этом каждая следующая ступень диссоциации протекает хуже (слабее) предыдущей, т.к. присутсвует конкурирующий процесс – обратная реакция. Порядок примерно такой: Из 1 моль молекул слабой кислоты по первой ступени диссоциировало 0,05 моль, по второй – 0,0002 моль и по третьей – 0,00000001 моль. Итого образовалось чуть больше 0,1 моль ионов.

Очевидно, этот раствор этой кислоты проводит ток хуже, чем раствор соли.

Теперь рассмотрим на конкретных примерах диссоциацию кислот, солей и оснований.

Кислоты
1. Одноосновные сильные кислоты (сильные электролиты) диссоциируют необратимо нацело: HCl → H⁺ +Cl^– (одна ступень)
HNO₃ → H⁺ +NO₃^– (одна ступень)
HClO₄ → H⁺ +ClO₄^– (одна ступень)

2. Одноосновные слабые кислоты диссоциируют обратимо нацело:
HF ⇄H⁺ + F^– (одна ступень)

HCN ⇄H⁺ + CN^– (одна ступень)

HNO₂⇄H⁺ +NO₂^–(одна ступень)

3. Многоосновные сильные кислоты (сильные электролиты) диссоциируют следующим образом:
Серная кислота (двухосновная кислота) диссоциирует:
H₂SO₄ → H⁺ + HSO₄^– (первая ступень)
HSO₄^–⇄H⁺ + SO₄^2– (вторая ступень)

Поскольку серная кислота является сильной, то её уравнение диссоциации, как правило, отражают в одну ступень:
H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄^2–

4. Многоосновные слабые кислоты диссоциируют обратимо и ступенчато:
Сероводородная кислота (двухосновная кислота) диссоциирует:
H₂S⇄H⁺ + HS^–(первая ступень, образование гидросульфид-ионов)
HS^-–⇄H⁺ + S^2–(вторая ступень, образование сульфид-ионов)

Ортофосфорная кислота (трехосновная кислота) диссоциирует:
H₃PO₄⇄H⁺ +H₂PO₄^–(первая ступень, образование дигидрофосфат-ионов)
H₂PO₄^-⇄H⁺ +HPO₄^2–(вторая ступень, образование гидрофосфат-ионов)
HPO₄^2-⇄H⁺ +PO₄^3–(третья ступень, образование фосфат-ионов)

Основания
1. Растворимые основания – щелочи (сильные электролиты) диссоциируют необратимо нацело:
а) Однокислотные:
NaOH → Na⁺ + OH^–

KOH → K⁺ + OH^–

RbOH → Rb⁺ + OH^–

б) Многокислотные:
Ba(OH)₂→ Ba²⁺ + 2OH^–

2. Растворимое слабое основание гидроксид аммония (водный раствор аммиака) диссоциирует обратимо:
NH₃⦁H₂O⇄NH₄⁺+ OH^–
Примечание: вместо записи “NH₃⦁H₂O” допускается запись “NH₃+ H₂O”.

3. Нерастворимые многокислотные основания диссоциируют обратимо и ступенчато:
Гидроксид меди (II) (двухкислотное основание) диссоциирует:
Cu(OH)₂⇄CuOH⁺ + OH^– (первая ступень)
CuOH⁺⇄Cu²⁺ + OH^– (вторая ступень)

Поскольку это нерастворимое основание (не растворяется в воде), то реально уравнение диссоциации отражает процесс только тогда, когда мы добавляем к нерастворимому основанию раствор кислоты.

Амфотерные гидроксиды
Амфотерные гидроксиды это слабые электролиты, которые диссоциируют одновременно и как основание, и как кислота, т.е при диссоциации образуют одновременно катион водорода (Н⁺) и анионы гидроксогрупп (OH^–).
Me(OH)_n⇔ H_nMeO_n
Например, амфотерный гидроксид цинка можно записать и в виде основания (гидроксид цинка), и в виде кислоты (цинковая кислота):
Zn(OH)₂⇔ H₂ZnO₂

Диссоциация по типу основания: Me(OH)_n⇄Meⁿ⁺ + _nOH^–.
Zn(OH)₂⇄ZnOH⁺ + OH^– (первая ступень)
ZnOH⁺ ⇄Zn²⁺ + OH^– (вторая ступень)

Диссоциация по типу кислоты: H_nMeO_n⇄nH⁺ + MeO_n^n– .
H₂ZnO₂⇄H⁺ + HZnO₂^– (первая ступень)
HZnO₂^– ⇄H⁺+ ZnO₂^2– (вторая ступень)

НО! Поскольку амфотерные гидроксиды это нерастворимые в воде вещества, то реально уравнение диссоциации отражает процесс только тогда, когда мы добавляем к амфотерному гидроксиду или раствор щелочи, или раствор кислоты.

Соли

Средние (нормальные) соли
Средние (нормальные) соли являются сильными электролитами, диссоциируют необратимо нацело. Примеры:

KBr → K⁺+ Br^–

AgNO₃→ Ag⁺ +NO₃^–

NH₄Cl → NH₄⁺+Cl^–

AlI₃→ Al³⁺ + 3I^–

Sr(NO₂)₂→ Sr²⁺ + 2NO₂^–

Na₂CO₃→ 2Na⁺+ CO₃^2–

Cu(NO₃)₂→ Cu²⁺ + 2NO₃^–

Al₂(SO₄)₃→ 2Al³⁺ + 3SO₄^2–

LiClO₃→ Li⁺ + 3ClO₃^–

K₃PO₄→ 3K⁺ + PO₄^3–

Fe(ClO₄)₂→ Fe²⁺ + 2ClO₄^–

(CH₃COO)₂Pb → Pb²⁺ + 2CH₃COO^–

Кислые соли
Кислые соли являются сильными электролитами, диссоциируют ступенчато.
а) если кислая соль образована слабыми многоосновными кислотами:
Гидрокарбонат натрия диссоциирует:
NaHCO₃→ Na⁺ + HCO₃^– (первая ступень, диссоциация необратимая, α = 1).
HCO₃^–⇄ H⁺ + CO₃^2– (вторая ступень, диссоциация обратимая, α < 1).

Гидрофосфат аммония диссоциирует:

(NH₄)₂HPO₄→ 2NH₄⁺+ HPO₄^2– (первая ступень, диссоциация необратимая, α = 1).
HPO₄^2–⇄H⁺+PO₄^3– (вторая ступень, диссоциация обратимая, α < 1).

Оснóвные соли
Оснóвные соли являются электролитами, диссоциируют ступенчато.
Дигидроксохлорид алюминия диссоциирует в три ступени:
Al(OH)₂Cl → Al(OH)₂⁺+ Cl^–(первая ступень, диссоциация необратимая, α = 1).
Al(OH)₂⁺⇄AlOH²⁺+ OH^– (вторая ступень, диссоциация обратимая, α < 1).
AlOH²⁺⇄Al³⁺+ OH^– (третья ступень, диссоциация обратимая, α < 1).

Несколько вопросов для тренировки:

1) Какие частицы образутся при диссоциации нитрата натрия?

а) Na⁺, N⁺⁵, O^-2;б) Na⁺, NO₃^–; в) Na, NO₂, O₂; г) NaNO₂, O₂

Решение:
Нитрат натрия образован остатком азотной кислоты и катионом натрия. Уравнение его диссоциации: NaNO₃→ Na⁺ + NO₃^–.

Ответ: б).

2) В четырех пробирках находятся одномолярные растворы следующих веществ:

а) H₃PO₄ б) Na₂SO₄ в) NaCl г) HF

В какой пробирке больше всего ионов?

Решение:
a) ортофосфорная кислота – средней силы, диссоциирует слабо, большая часть молекул останутся в растворе молекулами, а не ионами.
б) сульфат натрия – соль, диссоциирует полностью, из одного моль соли получается три моль ионов: Na₂SO₄ → 2Na⁺ + SO₄^2–.
в) хлорид натрия – соль, диссоциирует полностью, из одного моль соли образуется два моль ионов: NaCl → Na⁺ + Cl^–.
г) фтороводородная (плавиковая) кислота – слабая кислота, диссоциирует слабо, большая часть молекул останутся в растворе молекулами, а не ионами.

Ответ: б).

3) Выберите два вещества, которые не являются электролитами.
а) парафин;
б) хлороводород;
в) поваренная соль;
г) углекислый газ;
д) гидроксид лития.

Решение:
а) парафин – это органическое вещество, относящееся к углеводородам. Такое вещество электролитом не является. Этот вариант ответа нам подходит.
б) хлороводород – при растворении в воде превращается в хлороводородную (соляную) кислоту, она является сильной кислотой, сильным электролитом и диссоциирует необратимо нацело: HCl → H⁺ +Cl^– .
в) поваренная соль – это вещество по-другому называется хлорид натрия. Это средняя соль и сильный электролит, который диссоциирует в растворах необратимо нацело:
NaCl → Na⁺ + Cl^–.
г) углекислый газ – является оксидом. Оксиды электролитами не являются. Этот вариант ответа нам подходит.
д) гидроксид лития – растворимое однокислотное основание (щелочь), является сильным электролитом и диссоциирует необратимо нацело: LiOH → Li⁺ + OH^– .

Ответ: а) и г).

4) Выберите два вещества, при полной диссоциации 1 моль которых образуется 3 моль анионов.
а) AgNO₃;б) Fe₂(SO₄)₃; в) Ba(NO₂)₂; г) KClO₄; д) Al(NO₃)₃.

Совет: внимательно читаем задание, внимательно смотрим на то, что нам нужно найти. В данном случае нам нужно найти 3 моль именно анионов, а не всех ионов вместе!

Решение:
Напишем уравнения диссоциации каждого вещества:

а) AgNO₃→ Ag⁺ +NO₃^– (образуется 1 моль нитрат-анионов. Не подходит).

б) Fe₂(SO₄)₃→ 2Fe³⁺ + 3SO₄^2– (образуется 3 моль сульфат-анионов. Подходит).

в) Ba(NO₂)₂→ Ba²⁺ + 2NO₂^– (образуется 2 моль нитрит-анионов. Не подходит).

г) KClO₄→ K⁺ + ClO₄^– (образуется 1 моль перхлорат-анионов. Не подходит).

д) Al(NO₃)₃→ Al³⁺ + 3NO₃^– (образуется 3 моль нитрат-анионов. Подходит).

Ответ: б) и д).

Литература:

1. Егоров А.С. Готовимся к экзамену по химии. Для поступающих в средние специальные учебные заведения. – Ростов н/Д: Феникс, 2005. – (Абитуриент).

2. Габриелян О.С. Химия. 8 класс: учеб. для общеобразоват. учреждений. – М.: Дрофа, 2006.

3. ОГЭ. Химия: типовые экзаменационные варианты: 30 вариантов / под ред. Д.Ю.Добротина. – М.: Издательство “Национальное образование”, 2023. – (ОГЭ. ФИПИ - школе).