Общая характеристика электролитов

Рис. 29. Схема электролитической диссоциации в растворе полярной молекулы HCl

Процесс электролитической диссоциации протекает одновременно с процессом растворения веществ, и поэтому в растворах все ионы находятся в гидратированном состоянии (окружены оболочками из молекул Н₂О).

Однако для простоты в уравнениях химических реакций ионы изображаются без окружающих их гидратных оболочек: H⁺, NO₃^–, K⁺ и т.д.

2. Ионы электролитов в растворе или расплаве за счёт теплового движения хаотически перемещаются по всем направлениям. Но если в раствор или расплав опустить электроды и пропустить электрический ток, то положительно заряженные ионы электролита начинают двигаться к отрицательно заряженному электроду – катоду (поэтому они иначе называются катионами ), а отрицательно заряженные ионы – к положительно заряженному электроду – аноду (поэтому они иначе называются анионами ).

Таким образом, электролиты являются проводниками второго рода. Они переносят электрический заряд за счёт направленного движения ионов. Металлы же являются проводниками первого рода, т.к. проводят электрический ток за счёт направленного движения электронов.

3. Процесс электролитической диссоциации обратим. Наряду с распадом электролитов на ионы, может протекать обратный процесс – соединение ионов в молекулы или ассоциации. Поэтому в уравнениях реакций электролитической диссоциации веществ вместо знака равенства «=» ставят знак обратимости «», например:

HF H⁺ + F^–

CH₃COOH CH₃COO^– + H⁺

Одни электролиты в растворах полностью распадаются на ионы. Они называются сильными.

Другие электролиты только частично распадаются на ионы, т.е. большая часть их молекул остаётся в растворе в недиссоциированном виде. Такие электролиты называются слабыми.

Данное свойство вещества не абсолютно, и зависит не только от его природы, но и от природы растворителя. Чем больше диэлектрическая постоянная растворителя, тем сильнее его ионизирующая слабость. Так, в водных растворах (ε(Н₂О) = 80) LiCl и NaCl ведут себя как сильные электролиты. Но если их растворить в уксусной кислоте (ε = 6) или ацетоне (ε = 21), то они начинают проявлять свойства слабых электролитов.

В водных растворах сильными электролитами являются соли, растворимые основания (образованные, как правило, щелочными и щелочноземельными металлами), некоторые неорганические или минеральные кислоты (HCl, HBr, HI, H₂SO₄, HNO₃ и др.).

В то же время многие органические кислоты, некоторые неорганические кислоты (HNO₂, HF, H₂S, H₂SiO₃, H₃PO₄ и т.д.), нерастворимые в Н₂О основания ведут себя как слабые электролиты.

Вещества, в которых частицы связаны различными видами химической связи, распадаются на ионы сперва по ионным связям

KНSO₄ ® K⁺ + НSO₄^–,

а затем – по наиболее полярным ковалентным связям

НSO₄^– ® Н⁺ + SO₄^2–.

Гетеролитический разрыв малополярных или неполярных ковалентных связей в процессах диссоциации таких веществ, как правило, не происходит.

Количественно процесс распада электролита на ионы оценивается с помощью степени электролитической диссоциации α.

Степень диссоциации – это физическая величина, равная отношению числа распавшихся на ионы молекул вещества или его формульных единиц (ФЕ) к общему числу его молекул (ФЕ) в растворе (распавшихся и нераспавшихся):

N_О = N_Д + N_{H (число непродиссоциированных молекул электролита в растворе)}

Так как число частиц вещества (N(Х)) и их химическое количество (n(Х)) связаны между собой соотношением
N(Х) = n(Х) ∙ N_A, то степень диссоциации можно ещё рассчитать и другим способом:

Для сильных электролитов α близка к единице. Практически все их молекулы в растворе находятся в диссоциированном виде, процесс ассоциации протекает крайне незначительно.

В связи с этим в уравнениях диссоциации данных веществ вместо знака обратимости «» ставят знак «®» (т.е. используют стрелку только в направлении распада), например:

HCl ® H⁺ + Cl^–

KOН ® K⁺ + OH^–

K₂SO₄ ® 2K⁺ + SO₄^2–

Дата добавления: 2013-12-12