Электролитическая диссоциация — урок. Химия (СПО), Программа 72 ч..

Электролиты и неэлектролиты

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 = \frac{N_{дис .}}{N_{общ .}}

Число частиц вещества связано с его количеством:

N = n \cdot N_{a}

. Значит,

α = \frac{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 \to 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}) = \frac{c (H^{+}) \cdot c ({NO}_{2}^{-})}{c ({HNO}_{2})} .

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

Пример:

K_{дис .} (AgOH) = 1,1 \cdot 10^{- 4}

K_{дис .} ({NH}_{4} OH) = 1,8 \cdot 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.

Вернуться в тему

Следующая теория

1. Электролитическая диссоциация

Теория: