Конспект урока: Электролитическая диссоциация. Основные положения теории электролитической диссоциации

Начнём с первых двух положений теории, которые мы уже упоминали в предыдущей теме.

Результатом электролитической диссоциации является распад электролита на ионы. Вспомним, что такое ионы и какие они бывают.

По составу ионы могут быть простые (например, ${\mathrm{K}}^{+}, {\mathrm{Br}}^{-}, {\mathrm{Fe}}^{3+}, {\mathrm{Ca}}^{2+}$) и сложные (например, ${{\mathrm{PO}}_4}^{3-}, {\mathrm{NH}}^{4+}, {{\mathrm{CO}}_3}^{2-}$).

По заряду ионы бывают положительные и отрицательные. Положительные называются катионы (движутся к отрицательному источнику тока — катоду), а отрицательные — анионы (движутся к положительному источнику тока — аноду).

Теперь более подробно обсудим каждый класс соединений-электролитов и дадим им краткую характеристику.

Кислоты, основания и соли как электролиты

Общее уравнение диссоциации кислот: 

${\mathrm{H}}_{\mathrm{n}}\mathrm{Acd} = {\mathrm{nH}}^{+} + {\mathrm{Acd}}^{\mathrm{n}-},$

где Acd — кислотный остаток; 

n — величина заряда аниона кислотного остатка (основность кислоты).

Классификация кислот:

l. По основности (число атомов водорода):
 

• одноосновные (${\mathrm{HNO}}_2, \mathrm{HCl}, \mathrm{HBr}, {\mathrm{CH}}_3\mathrm{COOH}$ и др.),
• двухосновные (${\mathrm{H}}_2{\mathrm{SO}}_4, {\mathrm{H}}_2{\mathrm{SO}}_3, {\mathrm{H}}_2{\mathrm{SiO}}_3$ и др.),
• трёхосновные (${\mathrm{H}}_3{\mathrm{PO}}_4$).

ll. По наличию кислорода:

• кислородсодержащие,
• бескислородные.

lll. По растворимости:

• растворимые,
• нерастворимые.

lV. По степени диссоциации:

• сильные (${\mathrm{HNO}}_3, \mathrm{HI}, {\mathrm{H}}_2{\mathrm{SO}}_4$ и др.),
• слабые (${\mathrm{H}}_2\mathrm{S}, \mathrm{HF}, {\mathrm{H}}_2{\mathrm{CO}}_3$ и др.).

Как говорилось в определении, при диссоциации кислот образуются катионы водорода и анионы кислотного остатка:
 

${\mathrm{H}}_2\mathrm{S} \leftrightarrow 2{\mathrm{H}}^{+} + {\mathrm{S}}^{2-}$ ,

${\mathrm{HNO}}_3 \to {\mathrm{H}}^{+} + {\mathrm{NO}}_3^{-}$.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:
 

${\mathrm{H}}_3{\mathrm{PO}}_4 \leftrightarrow {\mathrm{H}}^{+} + {\mathrm{H}}_2{{\mathrm{PO}}_4}^{-}$,

${\mathrm{H}}_2{{\mathrm{PO}}_4}^{-} \leftrightarrow {\mathrm{H}}^{+} + {{\mathrm{HPO}}_4}^{2-}$,

${{\mathrm{HPO}}_4}^{2-} \leftrightarrow {\mathrm{H}}^{+} + {{\mathrm{PO}}_4}^{3-}$.

Более выраженно идёт диссоциация по первой ступени.

Общее уравнение диссоциации оснований: 
 

$\mathrm{М}{\left(\mathrm{ОH}\right)}_{\mathrm{n}} = {\mathrm{М}}^{\mathrm{n}+} + {\mathrm{nOH}}^{-},$

где ${\mathrm{М}}^{\mathrm{n}+}$— катион металла; 

n — величина заряда катиона металла.

Кроме гидроксидов металлов, основные свойства проявляет водный раствор аммиака. При растворении аммиак взаимодействует с водой и образуется гидрат аммиака ${\mathrm{NH}}_3·{\mathrm{H}}_2\mathrm{O} \left({\mathrm{NH}}_4\mathrm{OH}\right)$.

Классификация оснований:

l. По кислотности (число гидроксильных групп):

• однокислотные ($\mathrm{KOH}, \mathrm{NaOH}$ и др.),
• двухкислотные ($\mathrm{Ba}{\left(\mathrm{OH}\right)}_2, \mathrm{Sr}{\left(\mathrm{OH}\right)}_2$и др.).

ll. По растворимости:

• растворимые, или щелочи,
• нерастворимые.

lll. По степени диссоциации:

• сильные (щелочи: $\mathrm{LiOH}, \mathrm{Ca}{\left(\mathrm{OH}\right)}_2, \mathrm{KOH}$ и др.),
• слабые (${\mathrm{NH}}_3 · {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$).

Запишем уравнения диссоциации для некоторых оснований:
 

$\mathrm{KOH} = {\mathrm{K}}^{+} + {\mathrm{OH}}^{-}$,

$\mathrm{Sr}{\left(\mathrm{OH}\right)}_2 = {\mathrm{Sr}}^{2+} + 2{\mathrm{OH}}^{-}$,

${\mathrm{NH}}_3 · {\mathrm{H}}_2\mathrm{O} \leftrightarrow {\mathrm{NH}}^{4+} + {\mathrm{OH}}^{-}$.

По растворимости соли делят на:

• растворимые,
• малорастворимые,
• нерастворимые.

Все растворимые соли — сильные электролиты. В растворе они диссоциируют полностью:
 

${\mathrm{CaBr}}_2 \to {\mathrm{Ca}}^{2+} + 2{\mathrm{Br}}^{-}$,

${\mathrm{Fe}}_2{\left({\mathrm{SO}}_4\right)}_3 \to 2{\mathrm{Fe}}^{3+} + 3{{\mathrm{SO}}_4}^{2-}$,

${\mathrm{NH}}_4\mathrm{Cl} \to {{\mathrm{NH}}_4}^{+} + {\mathrm{Cl}}^{-}$.

Кислые соли диссоциируют ступенчато, как многоосновные кислоты:
 

$\mathrm{KHS} \to {\mathrm{K}}^{+} + {\mathrm{HS}}^{-}$,

${\mathrm{HS}}^{-} \leftrightarrow {\mathrm{H}}^{+} + {\mathrm{S}}^{2-}$.

Диссоциация преимущественно протекает по первой ступени.

Комплексные соли также способны диссоциировать:
 

${\mathrm{K}}_3\left[\mathrm{Fe}{\left(\mathrm{CN}\right)}_6\right] \to 3{\mathrm{K}}^{+} + [\mathrm{Fe}{\left(\mathrm{CN}\right)}_6{]}^{3-}$.

Мы рассмотрели основные положения теории электролитической диссоциации, которая сыграла большую роль в объяснении фактов, долгое время остававшихся непонятными. Также мы дали характеристику кислотам, основаниям и солям с точки зрения данной теории.