Электролитическая диссоциация

Теория электролитической диссоциации: основные положения

Теорию предложил шведский химик Сванте Аррениус в 1887 году. Русские химики И. А. Каблуков и В. А. Кистяковский дополнили её: они показали, что ионы в растворе связаны с молекулами воды. Основные положения ТЭД в школьной формулировке:

1. Электролиты в растворе или расплаве распадаются на положительно заряженные ионы — катионы и отрицательно заряженные — анионы.
2. Причина диссоциации — взаимодействие электролита с полярными молекулами воды. Ионы в растворе окружены оболочкой из молекул воды, то есть гидратированы.
3. Под действием тока катионы движутся к отрицательному электроду (катоду), анионы — к положительному (аноду). Поэтому раствор электролита проводит ток.
4. Диссоциация обратима: одновременно с распадом на ионы идёт обратное соединение ионов. Для слабых электролитов это показывают знаком ⇄.
5. Свойства раствора электролита определяются его ионами. Общие свойства кислот объясняются ионами H⁺, общие свойства щелочей — ионами OH⁻.

Ион по свойствам совсем не похож на атом. Атом натрия бурно реагирует с водой (2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑), а ионы Na⁺ в растворе поваренной соли с водой не реагируют. Хлор Cl₂ — ядовитый жёлто-зелёный газ, а бесцветные хлорид-ионы Cl⁻ входят в состав соли, которую мы едим.

Электролиты и неэлектролиты

Электролиты — вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. Это вещества с ионной или ковалентной сильнополярной связью: кислоты, щёлочи, соли. Неэлектролиты в растворе остаются молекулами и ток не проводят: кислород, азот, сахароза C₁₂H₂₂O₁₁, глюкоза C₆H₁₂O₆, этиловый спирт C₂H₅OH, большинство органических веществ.

Механизм диссоциации зависит от типа связи. В кристалле NaCl ионы Na⁺ и Cl⁻ уже есть, и вода только «растаскивает» их: молекулы-диполи притягиваются к ионам на поверхности кристалла и уводят их в раствор. В молекуле хлороводорода ионов нет, связь H–Cl ковалентная полярная. Вода усиливает её полярность, и связь рвётся так, что общая электронная пара остаётся у хлора: HCl → H⁺ + Cl⁻. На самом деле ион H⁺ сразу присоединяет молекулу воды и превращается в ион гидроксония H₃O⁺, но в школьных уравнениях пишут просто H⁺.

Сама вода — очень слабый электролит: H₂O ⇄ H⁺ + OH⁻. Ионов в ней так мало, что дистиллированная вода ток почти не проводит. Именно от соотношения ионов H⁺ и OH⁻ зависит среда раствора — кислая, нейтральная или щелочная (подробнее — на странице кислотно-основные индикаторы).

Сильные и слабые электролиты, степень диссоциации

Степень диссоциации α — доля молекул электролита, распавшихся на ионы: α = N_дисс / N_общ, в долях единицы или в процентах. Если из 100 молекул на ионы распались 30, α = 0,3, или 30 %. У сильных электролитов в разбавленных растворах α близка к 100 %, у слабых она мала: в 0,1 М растворе уксусной кислоты на ионы распадается лишь около 1 % молекул. Степень диссоциации растёт при разбавлении раствора и при нагревании.

Фосфорную кислоту H₃PO₄ относят к электролитам средней силы: она заметно диссоциирует только по первой ступени. Ещё одна частая ошибка — путать силу электролита и растворимость. BaSO₄ почти не растворяется в воде, но растворившаяся часть полностью распадается на ионы, поэтому сульфат бария — сильный электролит. А уксусная кислота смешивается с водой в любых соотношениях и при этом остаётся слабым электролитом.

Уравнения электролитической диссоциации кислот, оснований и солей

Правила записи: слева — формула электролита, справа — ионы с зарядами; число ионов определяют индексы, а сумма зарядов справа равна нулю. Для сильных электролитов ставят стрелку →, для слабых — знак обратимости ⇄. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато: на каждой ступени отщепляется один ион H⁺, и каждая следующая ступень идёт слабее предыдущей.

Кислоты

HCl → H⁺ + Cl⁻
HNO₃ → H⁺ + NO₃⁻
CH₃COOH ⇄ CH₃COO⁻ + H⁺

Серная кислота двухосновная, у неё две ступени. По первой она сильный электролит, по второй диссоциирует не полностью:

H₂SO₄ → H⁺ + HSO₄⁻
HSO₄⁻ ⇄ H⁺ + SO₄²⁻
суммарно: H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄²⁻

Фосфорная кислота трёхосновная, ступеней три:

H₃PO₄ ⇄ H⁺ + H₂PO₄⁻
H₂PO₄⁻ ⇄ H⁺ + HPO₄²⁻
HPO₄²⁻ ⇄ H⁺ + PO₄³⁻

Поэтому среди анионов в растворе фосфорной кислоты больше всего H₂PO₄⁻, а фосфат-ионов PO₄³⁻ совсем мало.

Основания

NaOH → Na⁺ + OH⁻
Ba(OH)₂ → Ba²⁺ + 2OH⁻
NH₃·H₂O ⇄ NH₄⁺ + OH⁻

Для нерастворимых оснований уравнения диссоциации не пишут: в воде они на ионы практически не распадаются.

Соли

Средние соли диссоциируют полностью и в одну ступень:

K₃PO₄ → 3K⁺ + PO₄³⁻
Al₂(SO₄)₃ → 2Al³⁺ + 3SO₄²⁻
(NH₄)₂SO₄ → 2NH₄⁺ + SO₄²⁻

Кислая соль сначала отщепляет катион металла, а кислотный остаток с водородом диссоциирует уже слабо: NaHCO₃ → Na⁺ + HCO₃⁻, затем HCO₃⁻ ⇄ H⁺ + CO₃²⁻.

Кислоты, основания и соли с точки зрения ТЭД

Кислоты

Электролиты, которые при диссоциации образуют из катионов только ионы водорода H⁺. Ионы H⁺ придают растворам кислый вкус, окрашивают лакмус и метилоранж в красный цвет, реагируют с металлами, стоящими в ряду активности до водорода, с оксидами металлов, основаниями и карбонатами. Основность кислоты — число ионов H⁺, которое отщепляет молекула: HCl одноосновная, H₂SO₄ двухосновная, H₃PO₄ трёхосновная. Уксусная кислота CH₃COOH одноосновная, хотя атомов водорода в ней четыре: отщепляется только водород группы COOH.

Основания

Электролиты, которые образуют из анионов только гидроксид-ионы OH⁻. Ионы OH⁻ окрашивают фенолфталеин в малиновый цвет, лакмус — в синий, реагируют с кислотами, кислотными оксидами и солями.

Соли

Электролиты, которые диссоциируют на катионы металла (или аммония NH₄⁺) и анионы кислотного остатка. Общего иона у всех солей нет, поэтому свойства каждой соли определяют её ионы: Cu²⁺ окрашивает раствор в голубой цвет, Ba²⁺ осаждается сульфат-ионом, Ag⁺ — хлорид-ионом.

С точки зрения ТЭД нейтрализация любой сильной кислоты щёлочью — одна и та же реакция H⁺ + OH⁻ → H₂O. Как записывать полные и сокращённые уравнения реакций между ионами, разобрано на странице ионные уравнения реакций, а реакции каждого класса — в разделах свойства кислот, оснований и солей.

Ионы в растворе: опыты в лаборатории

То, что реакции в растворах идут между ионами, легко проверить в свободном режиме лаборатории. Прилейте к раствору BaCl₂ раствор Na₂SO₄, а в другой пробирке к тому же хлориду бария — разбавленную серную кислоту. В обоих случаях выпадает одинаковый белый осадок сульфата бария, хотя вторые реагенты разные: BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl и BaCl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HCl. На самом деле в обеих пробирках идёт одна реакция Ba²⁺ + SO₄²⁻ → BaSO₄↓.

На том же принципе построены качественные реакции. Голубой осадок Cu(OH)₂ получается и из сульфата, и из хлорида меди(II), потому что важен только ион Cu²⁺, — опыт «Ионы меди(II)». Ион Fe³⁺ узнают по кроваво-красной окраске с роданидом калия — опыт «Ионы железа(III)». А в опыте «Нейтрализация» малиновая окраска фенолфталеина исчезает, когда кислота связывает все гидроксид-ионы щёлочи.

Реакции между ионами в справочнике

• BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaClОбменаКачественная
• BaCl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HClОбменаКачественная
• CuSO₄ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄ОбменаКачественная
• CuCl₂ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + 2NaClОбменаКачественная
• FeCl₃ + 3KSCN → Fe(SCN)₃ + 3KClОбменаКачественная
• AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃ОбменаКачественная
• NaOH + HCl → NaCl + H₂OОбменаНейтрализация

Проведите опыт онлайн

Эти опыты есть в виртуальной лаборатории: запустите прямо здесь или откройте на весь экран.

Читайте также

• Ионные уравнения реакций
• Гидролиз солей
• Электролиз растворов и расплавов солей
• Кислотно-основные индикаторы
• Виды химической связи
• Таблица растворимости веществ в воде
• Химия 9 класс: реакции, диссоциация, ОВР — уроки и опыты онлайн

Частые вопросы