Теория электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты

В 1887 году шведский ученый Сванте Аррениус создал теорию электролитической диссоциации (ТЭД):

1. Электролиты — это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток вследствие распада на подвижные электрически заряженные ионы (катионы и анионы). К электролитам относятся соли, кислоты и основания.

2. Неэлектролиты — вещества, растворы и расплавы которых не проводят электрический ток (кислород, сахар, спирт, глюкоза).

3. Электролитическая диссоциация — это обратимый или необратимый процесс распада молекул электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя (воды).

4. Под действием электрического поля катионы (+) движутся к отрицательному электроду (катоду), а анионы (-) — к положительному электроду (аноду).

Количественной мерой диссоциации является степень электролитической диссоциации (α):

α = N_дис / N_общ = n_дис / n_общ.

Степень диссоциации выражается в долях единицы (0 ≤ α ≤ 1) или в процентах (0–100%).

По значению α электролиты в водных растворах делят на:

1. Сильные электролиты (α ≈ 1, диссоциируют на 100% практически необратимо):

• Все хорошо растворимые соли (NaCl, KNO₃, Na₂SO₄, CaCl₂);

• Сильные неорганические кислоты (HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄);

• Все щелочи (LiOH, NaOH, KOH, Ba(OH)₂, Ca(OH)₂).

2. Слабые электролиты (α ≪ 1, обычно менее 3%, диссоциируют обратимо):

• Вода H₂O (α ≈ 10⁻⁷, очень слабый амфолит);

• Слабые кислоты (CH₃COOH, H₂CO₃, H₂S, H₂SiO₃, HF, HCN);

• Водный раствор аммиака (гидрат аммиака NH₃·H₂O) и нерастворимые гидроксиды.

С точки зрения теории Аррениуса:

1. Кислоты — это электролиты, диссоциирующие с образованием в качестве единственного типа катионов ионов водорода H⁺ (или гидроксония H₃O⁺):

HCl → H⁺ + Cl⁻;

H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄²⁻.

Именно катионы H⁺ обусловливают кислый вкус, действие на индикаторы (покраснение лакмуса) и реакции с металлами.

2. Основания (щелочи) — это электролиты, диссоциирующие с образованием в качестве единственного типа анионов гидроксид-ионов OH⁻:

NaOH → Na⁺ + OH⁻;

Ba(OH)₂ → Ba²⁺ + 2OH⁻.

Ионы OH⁻ обусловливают щелочную реакцию, мылкость и малиновую окраску фенолфталеина.

3. Средние соли — это электролиты, диссоциирующие на катионы металлов (или NH₄⁺) и анионы кислотных остатков:

Al₂(SO₄)₃ → 2Al³⁺ + 3SO₄²⁻.

Пошаговое определение силы электролита в растворе:

Опасные ловушки ЕНТ по силе электролитов:

1. Плавиковая кислота HF:

Несмотря на то, что галогеноводородные кислоты HCl, HBr, HI являются сильнейшими кислотами, HF — СЛАБАЯ кислота! Из-за малого радиуса фтора и высокой прочности связи H-F она диссоциирует лишь незначительно.

2. Гидроксид кальция Ca(OH)₂ (гашеная известь):

В таблице растворимости стоит буква «М» (малорастворимо). Но та часть, которая РАСТВОРИЛАСЬ в воде (известковая вода), диссоциирует на ионы ПОЛНОСТЬЮ! Поэтому в прозрачном растворе Ca(OH)₂ считается СИЛЬНЫМ электролитом (щелочью)!