5.3. Электролиты

Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

Способность электролитов проводить электрический ток называется электролитической проводимостью. Она связана с тем, что направленное перемещение ионов создает поток электрических зарядов.

Теория электролитической диссоциации Степень диссоциации

Механизм диссоциации электролитов в растворе впервые объяснил в

1887 г. шведский ученый С. Аррениус. Он сформулировал основные положения теории электролитической диссоциации.

Электролиты при расплавлении или растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы — положительно и отрицательно заряженные частицы.

Для количественной характеристики силы электролита используют понятие степени электролитической диссоциации (α).

Степень диссоциации (α) — это отношение числа диссоциированных частиц (n) к общему числу частиц (N) растворенного вещества:

Другими словами, степень диссоциации показывает, какая часть молекул растворенного вещества распалась на ионы. Чем больше степень диссоциации, тем сильнее электролит.

В зависимости от степени диссоциации электролиты можно условно разделить на сильные (α > 30 %) и слабые (α < 30 %).

Сильные электролиты:

• почти все соли;

• некоторые неорганические кислоты: H₂SO₄, НNO₃, HCl, НВr, НI, НС1О₄, HMnO₄ и другие;

• основания щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂.

Слабые электролиты:

• большинство органических кислот и некоторые минеральные кислоты: Н₂СО₃, Н₂SО₃, Н₂SiО₃, Н₂S, HCN, НС1О, HNO₂, Н₃ВО₃, Н₃АsО₃, H₃PO₄, HF, НРO₃ и другие;

• гидроксиды металлов (за исключением щелочных и щелочноземельных металлов), а также гидроксид аммония NH₄OH.

Диссоциация сильных электролитов

Сильные электролиты в водных растворах диссоциируют практически полностью:

• кислоты диссоциируют в водных растворах с образованием катионов H⁺:

HNO₃ = H⁺ + NO₃^­–

• основания диссоциируют, образуя в качестве анионов OH^–:

NaOH = Na⁺ + OH^–

Ba(OH)₂ = Ba²⁺ + 2 OH^–

• диссоциация средних солей сопровождается образованием катионов металлов или аммония и кислотных остатков:

NaCl = Na⁺ + Cl^–

Fe₂(SO₄)₃ = 2 Fe³⁺ + 3 SO₄^2–.

Диссоциация слабых электролитов

Слабые электролиты диссоциируют ступенчато и обратимо, т. е. к процессу диссоциации слабых электролитов применим закон действия масс, константу равновесия в этом случае называют константа диссоциации.

Диссоциация слабых кислот:

H₂CO₃ H⁺ + HCO₃^–

HCO₃^– H⁺ +CO₃^2–

.

Диссоциация слабых оснований:

Cu(OH)₂ CuOH⁺ + OH^­–

CuOH⁺ Cu²⁺ + OH^­–

.

Диссоциация амфотерных гидроксидов протекает по основному:

Zn(OH)₂ ZnOH⁺ + OH^­­–

ZnOH⁺ Zn²⁺ + OH^­–

и кислотному типу

H₂ZnO₂ H⁺ + HZnO₂^­–

HZnO₂^– H⁺ + ZnO₂^2­–.

Диссоциация кислых и основных солей имеет некоторые особенности. По первой ступени диссоциация этих соединений протекает по правилам сильных электролитов, а далее диссоциация протекает по правилам слабых электролитов (ступенчато и обратимо):

KH₂PO₄ = K⁺ + H₂PO₄^–

H₂PO₄^– H⁺ + HPO₄^2­–

HPO₄^2– H⁺ + PO₄^3–

CuOHCl = CuOH⁺ + Cl^–

CuOH⁺ Cu²⁺ + OH^–.