Растворы электролитов

растворы электролитовЭлектролиты — вещества, которые в водном растворе или расплаве существуют в виде ионов: катионов и анионов. Растворы и расплавы электролитов проводят электрический ток. К электролитам относятся кислоты, щелочи и соли. Распад электролитов на ионы при растворении в воде или расплавлении называется электролитической диссоциацией.

Теория электролитической диссоциации создана великим шведским ученым Сванте Аррениусом. Согласно этой теории электролиты при растворении в воде (или расплавлении) распадаются на ионы:

NaCl ® Na+ + Cl–

BaBr2 ® Ba2+ + 2Br–

KOH ® K+ + OH–

Положительно заряженные ионы называются катионами (к ним относятся катионы водорода, металлов, аммония и др.), а отрицательно заряженные — анионами (к ним относятся ионы кислотных остатков и гидроксид-ионы). Как и молекулы растворителя, ионы в растворе находятся в состоянии неупорядоченного теплового движения. При наложении внешнего электрического поля ионы приобретают направленное движение: катионы движутся к отрицательно заряженному электроду — катоду, а анионы к положительно заряженному электроду — аноду.

В растворах электролиты распадаются на ионы под действием молекул полярного растворителя, например, воды. Рассмотрим механизм диссоциации соединений с иoнным типом связи (солей и щелочей). Молекулы воды атакуют кристаллическую решетку, разрушая ее и переводя ионы в раствор в форме гидратированных заряженных частиц. Окружающие эти ионы полярные молекулы ориентированы в соответствии с зарядом ионов.
Действие диполей воды на растворяемое вещество настолько велико, что может вызвать электролитическую диссоциацию не только иoнных, но и ковалентных соединений с полярной связью, например, кислот. В этом случае ионы «появляются» в результате поляризующего действия воды. Такой процесс правильнее назвать ионизацией, хотя используется и термин диссоциация.
Все электролиты условно делят на две гpуппы: сильные и слабые. Удобно также выделить электролиты средней силы. К сильным электролитам относят вещества, которые практически полностью диссоциируют на ионы: почти все соли, щелочи, некоторые кислоты (HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4 и др.). Это соединения с иoнной или cильно полярной ковалентной связью. К слабым электролитам относят вещества, диссоциирующие на ионы в незначительной степени, т.е. находящиеся в растворе в основном в виде нейтральных молекул: HF, HCN, HClO, H2S, CH3COOH, раствор аммиака NH3 и др.
Для количественной характеристики силы электролита служит степень электролитической диссоциации (?), которая равна отношению числа молекул (формульных единиц), распавшихся на ионы (Nдис), к общему числу молекул (формульных единиц), введенных в раствор (или расплав) (Nо). Для неэлектролитов диссоциация полностью отсутствует, ? = 0. Для сильных электролитов ? приближается к 1. Степень электролитической диссоциации зависит от природы электролита, его концентрации и температуры раствора. С разбавлением раствора и ростом температуры увеличивается степень электролитической диссоциации.

Для записи процесса диссоциации сильного электролита в уравнении обычно ставят одну стрелку:

NaCl ® Na+ + Cl–

HCl ® H+ + Cl–

NaOH ® Na+ + OH–

Для слабого электролита, как правило, ставят знак обратимости:

CH3COOH CH3COO– + H+

NH3·H2O NH4+ + OH–

Этот знак подчеркивает, что процесс диссоциации обратим, и основное количество частиц (например, молекул) слабого электролита находится в недиссоциированном состоянии.

Для характеристики слабых электролитов часто используют значение константы диссоциации Kдис. Данная величина представляет собой константу равновесия обратимого процесса диссоциации слабого электролита.