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, $K^{+} , Br^{-} , Fe^{3 +} , Ca^{2 +}$) и сложные (например, $PO_4^{3-},NH^{4+},CO_3^{2-}$).

По заряду ионы бывают положительными и отрицательными. 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: 

$H_{n} Acd = nH^{+} + Acd^{n -} ,$

где Acd — кислотный остаток; 

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

Классификация кислот:

l. По основности (число атомов водорода):

• одноосновные ($HNO_{2} , HCl , HBr , CH_{3} COOH$ и др.);
• двухосновные ($H_{2} SO_{4} , H_{2} SO_{3} , H_{2} SiO_{3}$ и др.);
• трёхосновные ($H_{3} PO_{4}$).

ll. По наличию кислорода:

• кислородсодержащие;
• бескислородные.

lll. По растворимости:

• растворимые;
• нерастворимые.

lV. По степени диссоциации:

• сильные ($HNO_{3} , HI , H_{2} SO_{4}$ и др.);
• слабые ($H_{2} S , HF , H_{2} CO_{3}$ и др.).

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

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

$HNO_3\rightarrow H^{+}+NO_{}^{3-}$.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

$H_3PO_4\leftrightarrow H^{+}+H_2PO_4^{-}$,

$H_2PO_4^{-}\leftrightarrow H^{+}+HPO_4^{2-}$,

$HPO_4^{2-}\leftrightarrow H^{+}+PO_4^{3-}$.

Более выраженно идёт диссоциация по первой ступени.

Общее уравнение диссоциации оснований: 

$M \left( OH \right)_{n} = M^{n +} + nOH^{-} ,$

где $M^{n +}$— 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 $NH_{3} \cdot H_{2} O ( NH_{4} OH )$.

Классификация оснований:

l. По кислотности (число гидроксильных групп):

• однокислотные ($KOH , NaOH$ и др.);
• двухкислотные ($Ba \left( OH \right)_{2} , Sr \left( OH \right)_{2}$и др.).

ll. По растворимости:

• растворимые, или щёлочи;
• нерастворимые.

lll. По степени диссоциации:

• сильные (щёлочи: $LiOH , Ca \left( OH \right)_{2} , KOH$ и др.);
• слабые ($NH_{3} \cdot H_{2} O$).

Запишем уравнения диссоциации для некоторых оснований:

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

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

$NH_{3} \cdot H_{2} O \leftrightarrow NH^{4 +} + OH^{-}$.

По растворимости соли делят на:

• растворимые;
• малорастворимые;
• нерастворимые.

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

$CaBr_{2} \rightarrow Ca^{2 +} + 2 Br^{-}$,

$Fe_2\left(SO_4\right)_3\rightarrow2Fe^{3+}+3SO_4^{2-}$,

$NH_4Cl\rightarrow NH_4^{+}+Cl^{-}$.

Кислые соли диссоциируют ступенчато, как многоосновные кислоты:

$KHS \rightarrow K^{+} + HS^{-}$,

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

Диссоциация преимущественно протекает по первой ступени.

Комплексные соли также способны диссоциировать:

$K_{3} [ Fe \left( CN \right)_{6} \left]\right. \rightarrow 3 K^{+} + [ Fe \left( CN \right)_{6} \left]\right.^{3 -}$.

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.