Електролітична дисоціація

Здатність розчинів чи розплавів деяких речовин проводити електричний струм зумовлена наявністю йонів у цих рідинах.

Розпад речовини на йони під час її розчинення або плавлення називають електролітичною дисоціацією.

Теорію електролітичної дисоціації речовин у розчинах створив шведський учений Сванте Август Арреніус у 1887 році.

Основні положення теорії електролітичної дисоціації.

1. При розчиненні або плавленні електроліту, його молекули розпадаються на іони – відбувається електролітична дисоціація (іонізація).

Іон (гр. ion – той, що іде) – заряджений атом або група атомів. Іони бувають прості (одноатомні: H⁺, Na⁺, Cl^–, S^2– тощо) і складні (багатоатомні: OH^–, SO₄^2–, NH₄⁺, H₂PO₄^– тощо).

Формули іонів записують вказуючи справа верхнім індексом заряд іона (в умовних одиницях відносно заряду електрона, який рівний ‑1). На відміну від запису ступеня окиснення, при наведенні заряду іона спочатку записують кількість одиниць заряду (число 1 зазвичай опускають), а потім – знак заряду (“+” або “–”), наприклад H⁺, OH^–, NH₄⁺, PO₄^3–.

2. У розчині або розплаві електроліту іони рухаються хаотично (неупорядковано), а при пропусканні електричного струму позитивно заряджені іони рухаються до негативного електрода (катода), а негативно заряджені – до позитивного (анода).

Позитивно заряджені іони називають катіонами (H⁺, NH₄⁺, іони металів Na⁺, Al³⁺ тощо).

Негативно заряджені іони називають аніонами (OH^–, кислотні залишки F^–, СO₃^2–, HSO₄^– тощо).

3. Дисоціація – процес оборотний. Паралельно з процесом дисоціації (розпадом молекул на іони) відбувається асоціація (об’єднання іонів у молекули).

Речовини, які розпадаються у розчині чи розплаві на йони, називають електролітами.

Серед них є сполуки йонної та молекулярної будови.

Солі — електроліти, які дисоціюють у водних розчинах або розплавах на катіони металічних елементів та аніони кислотних залишків.

Запишемо рівняння електролітичної дисоціації натрій хлориду й алюміній сульфату у водному розчині:

NaCl = Na⁺ + Cl^–;

Al₂(SO₄)₃ = 2Al³⁺ + 3SO₄^2-.

Основи — електроліти, які дисоціюють у водних розчинах або розплавах з утворенням аніонів одного типу — гідроксид-іонів OH^–.

Рівняння електролітичної дисоціації калій гідроксиду і барій гідроксиду:

KOH = K⁺ + OH^–;         

Ba(OH)₂ = Ba²⁺ + 2OH^–.

Наявність гідроксид-іонів у водних розчинах лугів зумовлює спільні хімічні властивості цих сполук.

Так, луги однаково діють на певний індикатор: фенолфталеїн забарвлюється в малиновий колір, метилоранж — у жовтий, лакмус — у синій, універсальний індикатор — у синьоозелений. Отже, за допомогою індикатора можна виявити у водному розчині лугу йони OH^–, а не певну сполуку.

Нерозчинні основи на індикатори не діють.

У хімії часто використовують словосполучення «лужне середовище». Воно вказує на те, що в розчині наявні гідроксид-іони.

Кислоти — електроліти, які дисоціюють у водних розчинах з утворенням катіонів одного типу — йонів Гідрогену Н⁺.

Наявність йонів Н⁺ у водних розчинах кислот зумовлює спільні хімічні властивості цих сполук, наприклад однакову дію на індикатор. За його допомогою виявляємо у водному розчині кислоти йони H⁺, а не певну кислоту.

Вираз «кисле середовище» означає, що розчин містить катіони Гідрогену.

Нерозчинні кислоти не діють на індикатори.

Дисоціація багатоосновних кислот має ступінчастий характер; вона відбувається в кілька стадій.

Розглянемо цей процес на прикладі трьохосновної ортофосфатної кислоти Н₃РО₄.

Молекула цієї кислоти містить три атоми Гідрогену. Спочатку від молекули відокремлюється один із них, перетворюючись на йон Н⁺

Н₃РО₄ ←→ H⁺ + H₂PO₄^-      (перша стадія);

потім, уже від йона H₂PO₄^–, — другий

Н₂РО₄^– ←→ H⁺ + HPO₄^2– (друга стадія);

і, нарешті, — третій (від йона HPO₄^2–):

НРО₄^2– ←→ H⁺ + PO₄^3– (третя стадія).

Зверніть увагу: заряд йона в лівій частині другого (або третього) рівняння дорівнює сумі зарядів двох йонів у правій частині.

На кожній стадії дисоціює лише частина молекул або йонів. Водний розчин ортофосфатної кислоти, крім молекул води, містить молекули H₃PO₄, катіони Гідрогену і різну кількість аніонів трьох видів.

Ступінь електролітичної дисоціації.

Йонні речовини дисоціюють у водному розчині повністю, а молекулярні — частково.

У другому випадку для кількісної характеристики цього процесу використовують величину, яку називають ступенем електролітичної дисоціації.

Ступінь дисоціації — це відношення кількості молекул електроліту, які розпалися на йони, до кількості його молекул перед дисоціацією.

Ступінь дисоціації позначають грецькою літерою α (альфа).

Цю фізичну величину виражають часткою від одиниці або у відсотках:

У наведених формулах

N(д.) — кількість молекул електроліту, що розпалися на йони;

N(р.) — кількість молекул електроліту до дисоціації.

Ступінь дисоціації залежить від

природи розчиненої речовини, розчинника,

температури розчину та його концентрації

наявності у розчині інших електролітів.

Слабкі та сильні електроліти.

Якщо значення ступеня дисоціації дорівнює, наприклад, 0,01 чи 0,001 (1% чи 0,1 %), то сполука незначною мірою розпадається на йони в розчині. Її називають слабким електролітом.

Якщо ж значення α наближається до одиниці, або до 100 % (становить, наприклад, 90 % чи 99 %), то сполука майже повністю дисоціює.

Це — сильний електроліт.

Луги і солі — містяться в розчинах лише у вигляді відповідних йонів. Для цих речовин α = 1 (100 %), і всі вони належать до сильних електролітів.

Щодо кислот (молекулярних речовин), то деякі з них розпадаються в розчинах на йони майже повністю, а деякі — незначною мірою.

Перші називають сильними кислотами, другі — слабкими кислотами. Існують також кислоти середньої сили.

HNO₃ ≈HCl ≈H₂SO₄ > H₂SO₃ > H₃PO₄ > HF > H₂CO₃ > H₂S> H₂SiO₃

      сильні кислоти                  кислоти середньої сили                  слабкі кислоти

Реакції у розчинах електролітів записують у формі іонних рівнянь.

При складанні іонних рівнянь слід додержуватись алгоритму:

1. Записати схему реакції у молекулярній формі і розставити коефіцієнти.

2. Записати повне іонне рівняння з урахуванням електролітичної дисоціації.

3. Скоротити однакові члени у лівій і правій частинах рівняння.

4. Записати скорочене іонне рівняння, що відображає суть хімічного процесу в розчині.

5. Перевірити алгебраїчну суму зарядів у лівій і правій частинах рівняння. Якщо вона дорівнює нулю, рівняння складене правильно.

Приклад 1. Реакція нейтралізації сильної кислоти лугом.

1. HCl + KOH = H₂O + KCl.

2. H⁺ + Cl^– + K⁺ + OH^– = H₂O + K⁺ + Cl^–.

3, 4. H⁺ + OH^– = H₂O.

5. + 1 + (– 1) = 0, скорочене іонне рівняння складене правильно.

Реакції з утворенням осаду і/або виділенням газу.

а) Na₂CO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + CO₂↑­ + H₂O

CO₃^2– + 2H⁺ = CO₂­↑ + H₂O

б) CaCl₂ + 2AgNO₃ = Ca(NO₃)₂ + 2AgCl↓

Cl^– + Ag⁺ = AgCl↓

Написати рівняння дисоціації в розчинах таких речовин: К₂SО₄, Н₂SO₄, ВаС1₂, НВr, А1С1₃.