Общая химия (стр. 25 )

Таким образом, электролитами являются соединения с ионной или полярной связью — соли, кислоты и основания. И диссоциировать на ионы они могут в полярных растворителях.

§ 5.7. Гидратация ионов

Известный русский химик показал, что электролитическую диссоциацию, нельзя объяснить без химической теории растворов . Как известно, экспериментально обосновал образование химических соединений при взаимодействии растворенного вещества с растворителем. Действительно, при растворении происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы (см. рис. 5.6). Эти ионы связаны с молекулами воды, т. е. гидратированы. полагал, что в водном растворе содержатся только гидратированные ионы. В настоящее время это представление общепринято.

Итак, гидратация ионов (в общем случае сольватация) — основная причина диссоциации. Она отчасти затрудняет их обратное соединение (ассоциацию).

Гидратированные ионы содержат как постоянное, так и переменное число молекул воды. Гидрат постоянного состава образует ион водорода Н+, удерживающий одну молекулу воды, — это гидратированный протон Н+(Н20). В научной литературе его изображают формулой Н3О+ (или ОН3+) и называют ионом гидроксония.

Следует помнить, что в растворах нет иона Н+, а есть ион Н3О*, который иногда для простоты условно обозначают символом Н+. Говоря об ионе водорода в растворах, всегда имеют в виду нон гидроксония. Механизм возникновения прочной ковалентной связи в ионе Н3О* донорно-акцепторный:

Молекула воды — донор, протон — акцептор.

Однако мнения химиков разделились.  Одни полагают, что в растворе существуют только ионы гидроксония Н3О+,  а другие считают, что помимо Н3О+ имеются также ионы Н9О4 (который можно представить как Н+ • 4Н20 или Н30+ • ЗН20) и Н703+ (Н+ • H20 или Н3О+ • 2Н2О). Ни то, ни другое предположение экспериментально не подтверждено. Большинство других ионов также образуют гидраты переменного состава. Поэтому лучше изображать ион водорода как Н+ (водн.), что означает гидратированный ион водорода. Аналогично следует поступать и при написании других гидратированных ионов.

Например:

Но обычно для простоты написания указания в скобках опускают.

§ 5.8. Диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах

С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода.

Например:

Основностъ кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации. Так, HCl, HNO3 — одноосновные кислоты — образуется один катион водорода; H2S, Н2СО3, H2SO4 — двухосновные, а Н3РО4, H3ASO4 ~- трехосновные, так как образуются соответственно два и три катиона водорода. Из четырех атомов водорода, содержащихся в молекуле уксусной кислоты СН3СООН, только один, входящий в карбоксильную группу, — СООН, способен отщепляться в виде катиона Н+, — уксусная кислота одноосновная.

Двух - и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато (постепенно). Например:

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени — по третьей.

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксидионы.

Например:

Основания, растворимые в воде, называются щелочами. Их немного. Это основания щелочных и щелочно-земельных металлов: LiОН, NаОН, КОН, RbOН, СsОН, FrОН и Са(ОН)2, Ba(ОН)2, Sr(ОН)2, Rа(ОН)2, а также NH4ОН. Большинство оснований в воде малорастворимо.

Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп (гидроксогрупп). Например, NH4ОН — однокислотное основание, Са(ОН)2 — двухкислотное, Fе(ОН)з — трехкислотное и т. д. Двух - и многокислотные основания диссоциируют ступенчато.

Са(ОН)2 >  Са(ОН)+ + ОН - (первая ступень)

Са(ОН)+  >Са2+ + ОН - (вторая ступень)

Однако имеются электролиты, которые при диссоциации одновременно образуют катионы водорода, и гидроксид-ионы. Эти электролиты называются амфотерными или амфолитами. К ним относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома и ряд других веществ. Вода, например, диссоциирует на ионы Н+ и ОН - (в незначительных количествах):

Следовательно, у нее в равной мере выражены и кислотные свойства, обусловленные наличием катионов водорода Н+, и щелочные свойства, обусловленные наличием ионов ОН"".

Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка Zn(ОН)2 мож­но выразить уравнением

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (а также катион аммония ) и анионы кислотных остатков.

Например:

Так диссоциируют средние соли. Кислые же и основные соли диссоциируют ступенчато. У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода. Например:

У основных солей вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы. Например:

§ 5.9. Степень диссоциации

Поскольку электролитическая диссоциация — процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с их ионами присутствуют и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации (обозначается греческой буквой ? — альфа).

Степень диссоциации — это отношение числа распавшихся на ионы молекул N к общему числу растворенных молекул N

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если ? = О, то диссоциация отсутствует, а если а = I или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Если же ос — 20%, то это озна­чает, что из 100 молекул данного электролита 20 распалось на ионы.

Различные электролиты имеют различную степень диссоциации. Опыт показывает, что она зависит от концентрации электролита и от температуры. С уменьшением концентрации электролита, т. е. при разбавлении его водой, степень диссоциации всегда увеличивается. Как правило, увеличивает степень диссоциации и повышение температуры. По степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые (см. ниже).

Рассмотрим смещение равновесия, устанавливающегося между недиссоциированными молекулами и ионами при электролитической диссоциации слабого электролита — уксусной кислоты:

При разбавлении раствора уксусной кислоты водой равновесие сместится в сторону образования ионов, — степень диссоциации кислоты возрастает. Наоборот, при упаривании раствора равновесие смещается в сторону образования молекул кислоты — степень диссоциации уменьшается.

§ 5.10. Сильные и слабые электролиты

Различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты при растворении в воде полностью диссоциируют на ионы.

К ним относятся:

1) почти все соли;

2) многие минеральные кислоты, например HNО3, НС1, НВг, НI, НМnO4, НСlOз, НСlO4;

3) основания щелочных и щелочно-земельных металлов. Диссоциация сильного электролита, например NaCl, обычно

изображается уравнением

Как отмечалось выше, в кристалле хлорида натрия отсутствуют молекулы NаС1. При растворении кристаллическая структура разрушается, гидратированные ионы переходят в раствор. Молекулы в растворе также отсутствуют. Поэтому о недиссоциированных молекулах в растворах сильных электролитов можно говорить лишь условно. Их скорее можно представлять как ионные пары: (Na+Сl-), т. е. находящиеся близко друг около друга противоположно заряженные ионы (сблизившиеся до расстояния, равного сумме радиусов ионов). Это якобы недиссоциированные молекулы или, как их называют, квазимолекулы. Тогда уравнение реакции (а) следовало бы записать так

Однако для простоты его пишут как уравнение (а), под символом №С1 понимая ионную пару (квазимолекулу). Концентрация квазимолекул в растворе всегда очень мала, а концентрация ионов велика.

Слабые электролиты при растворении в воде лишь частично диссоциируют на ионы.

К ним относятся:

1) почти все органические кислоты;

2) некоторые минеральные кислоты, например Н2СО3, H2S, НNО3, НСlO, Н2SiOз;

3) многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочно-земельных металлов), а также NH4ОH, который можно изображать как гидрат аммиака NHз •Н2О (см. § 10.3). К слабым электролитам относится вода. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.

§ 5.11. Реакции ионного обмена

Согласно теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Они называются ионными реакциями, а уравнения этих реакций — ионными уравнениями. Они проще уравнений реакций, записанных в молекулярной форме, и имеют более общий характер. При составлении ионных уравнений реакций следует руководствоваться тем, что вещества малодиссоциированные, малорастворимые (выпадающие в осадок) и газообразные записываются в молекулярной форме. Знак v, стоящий при формуле вещества, обозначает, что это вещество уходит из сферы реакции в виде осадка; знак | обозначает, что вещество удаляется из сферы реакции в виде газа. Сильные электролиты, как полностью диссоциированные, записывают в виде ионов. Сумма электрических зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов правой части.