Электролитическая диссоциация

1. Что такое электролиты и неэлектролиты?

В начале XIX века Майкл Фарадей установил, что растворы некоторых веществ способны проводить электрический ток. Позже Сванте Аррениус создал теорию электролитической диссоциации.

Электролитическая диссоциация — это процесс распада электролита на ионы (положительно и отрицательно заряженные частицы) при растворении в воде или расплавлении.

⚡

Электролиты

▼

Вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.

К ним относятся вещества с ионной или ковалентной сильнополярной связью.

Соли ($NaCl$, $K_2SO_4$) Кислоты ($HCl$, $H_2SO_4$) Основания ($NaOH$, $KOH$)

🔌

Неэлектролиты

▼

Вещества, растворы и расплавы которых не проводят электрический ток.

Имеют ковалентную неполярную или слабополярную связь.

Простые газы ($O_2$, $N_2$) Органические (сахар, спирт) Оксиды

Пример: Раствор сахара в воде ток не проводит.

Ионы — это заряженные частицы:

Катионы (+) — положительно заряженные ионы (движутся к катоду). Пример: $Na^+$, $H^+$, $Ca^{2+}$.
Анионы (–) — отрицательно заряженные ионы (движутся к аноду). Пример: $Cl^-$, $SO_4^{2-}$, $OH^-$.

2. Механизм диссоциации в растворах

Главную роль играют молекулы воды ($H_2O$), которые являются диполями (имеют положительный и отрицательный полюса).

Для веществ с ионной связью (NaCl):

Ориентация: Молекулы воды окружают кристалл соли. Отрицательные концы воды (кислород) притягиваются к катионам ($Na^+$), положительные (водород) — к анионам ($Cl^-$).
Гидратация: Образуются связи между ионами и водой.
Распад: Связь между ионами в кристалле ослабевает, и они переходят в раствор в виде гидратированных ионов.

В расплавах процесс проще: тепловая энергия разрушает кристаллическую решетку, и ионы становятся подвижными без участия воды.

3. Сильные и слабые электролиты

Не все электролиты распадаются на ионы одинаково хорошо. Мерой распада является степень диссоциации ($\alpha$).

$$ \alpha = \frac{n}{N} $$

Где $n$ — число распавшихся молекул, $N$ — общее число растворенных молекул.

Кислоты

Бескислородные

Кислородсодержащие

Органические

Основания

Щёлочи (IА, IIА)

Нерастворимые и др.

Соли и Другое

Большинство солей

Исключения

* Примечание: $Ca(OH)_2$ и $Sr(OH)_2$ — малорастворимы, но их растворенная часть диссоциирует полностью, поэтому их часто относят к сильным электролитам (щелочам).

4. Уравнения электролитической диссоциации

🔴 Кислоты

🔵 Основания

⚪ Соли

Диссоциируют на катионы водорода ($H^+$) и анионы кислотных остатков.

$HCl \rightarrow H^+ + Cl^-$
$HNO_3 \rightarrow H^+ + NO_3^-$

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато (постепенно отщепляя $H^+$). Процесс обратим, первая ступень идет легче всего.

Пример: Ортофосфорная кислота $H_3PO_4$

I ступень: $H_3PO_4 \leftrightarrows H^+ + H_2PO_4^-$ (дигидрофосфат-ион)
II ступень: $H_2PO_4^- \leftrightarrows H^+ + HPO_4^{2-}$ (гидрофосфат-ион)
III ступень: $HPO_4^{2-} \leftrightarrows H^+ + PO_4^{3-}$ (фосфат-ион)

Диссоциируют на катионы металла (или $NH_4^+$) и гидроксид-анионы ($OH^-$).

$NaOH \rightarrow Na^+ + OH^-$
$Ba(OH)_2 \rightarrow Ba^{2+} + 2OH^-$

Многокислотные слабые основания также диссоциируют ступенчато:

Пример: $Fe(OH)_2$ (очень слабо диссоциирует)

I ступень: $Fe(OH)_2 \leftrightarrows Fe(OH)^+ + OH^-$ (гидроксо-катион железа)
II ступень: $Fe(OH)^+ \leftrightarrows Fe^{2+} + OH^-$

Диссоциируют на катионы металла (или $NH_4^+$) и анионы кислотного остатка.

Средние соли (диссоциируют полностью в одну стадию):

$Na_2SO_4 \rightarrow 2Na^+ + SO_4^{2-}$
$Al_2(SO_4)_3 \rightarrow 2Al^{3+} + 3SO_4^{2-}$

Кислые соли (содержат H) — диссоциируют ступенчато:

Пример: $NaHCO_3$

I ступень (как соль, полностью): $NaHCO_3 \rightarrow Na^+ + HCO_3^-$
II ступень (как слабая кислота, обратимо): $HCO_3^- \leftrightarrows H^+ + CO_3^{2-}$

Комплексные соли (диссоциация внешней сферы):

$K[Al(OH)_4] \rightarrow K^+ + [Al(OH)_4]^-$

Внутренняя сфера $[Al(OH)_4]^-$ очень прочная и диссоциирует крайне слабо (вторичная диссоциация).