1. Физическая и химическая теория растворов

Еще на заре изу­че­ния элек­три­че­ских яв­ле­ний уче­ные за­ме­ти­ли, что ток могут про­во­дить не толь­ко ме­тал­лы, но и рас­тво­ры. Но не вся­кие. Так, вод­ные рас­тво­ры по­ва­рен­ной соли и дру­гих солей, рас­тво­ры силь­ных кис­лот и ще­ло­чей хо­ро­шо про­во­дят ток. Рас­тво­ры ук­сус­ной кис­ло­ты, уг­ле­кис­ло­го и сер­ни­сто­го газа про­во­дят его на­мно­го хуже. А вот рас­тво­ры спир­та, са­ха­ра и боль­шин­ства дру­гих ор­га­ни­че­ских со­еди­не­ний вовсе не про­во­дят элек­три­че­ский ток.

Элек­три­че­ский ток – это на­прав­лен­ное дви­же­ние сво­бод­ных за­ря­жен­ных ча­стиц. В ме­тал­лах такое дви­же­ние осу­ществ­ля­ет­ся за счет от­но­си­тель­но сво­бод­ных элек­тро­нов, элек­трон­но­го газа. Но не толь­ко ме­тал­лы спо­соб­ны про­во­дить элек­три­че­ский ток.

Элек­тро­ли­ты – это ве­ще­ства, рас­тво­ры или рас­пла­вы ко­то­рых про­во­дят элек­три­че­ский ток.

Неэлек­тро­ли­ты – это ве­ще­ства, рас­тво­ры или рас­пла­вы ко­то­рых не про­во­дят элек­три­че­ский ток.

Для опи­са­ния элек­тро­про­вод­но­сти неко­то­рых рас­тво­ров необ­хо­ди­мо по­ни­мать, что такое рас­твор. К концу XIX века су­ще­ство­ва­ло 2 ос­нов­ных тео­рии рас­тво­ров:

· Фи­зи­че­ская. Со­глас­но этой тео­рии, рас­твор – это чисто ме­ха­ни­че­ская смесь ком­по­нен­тов, и ни­ка­ко­го вза­и­мо­дей­ствия между ча­сти­ца­ми в нем нет. Она хо­ро­шо опи­сы­ва­ла свой­ства элек­тро­ли­тов, но имела опре­де­лен­ные слож­но­сти в опи­са­нии рас­тво­ров элек­тро­ли­тов.

· Хи­ми­че­ская. Со­глас­но этой тео­рии, при рас­тво­ре­нии про­ис­хо­дит хи­ми­че­ская ре­ак­ция между рас­тво­ря­е­мым ве­ще­ством и рас­тво­ри­те­лем. Это под­твер­жда­ет­ся на­ли­чи­ем теп­ло­во­го эф­фек­та при рас­тво­ре­нии, а также из­ме­не­ни­ем цвета. На­при­мер, при рас­тво­ре­нии бе­ло­го без­вод­но­го суль­фа­та меди об­ра­зу­ет­ся на­сы­щен­ный синий рас­твор.

Ис­ти­на ока­за­лась между двумя этими край­ни­ми точ­ка­ми. А имен­но, в рас­тво­рах про­те­ка­ет и хи­ми­че­ский и фи­зи­че­ский про­цесс.

Рис. 1. Сван­те Ар­ре­ни­ус

В 1887 году швед­ский фи­зи­ко - химик Сван­те Ар­ре­ни­ус (Рис. 1), ис­сле­дуя элек­тро­про­вод­ность вод­ных рас­тво­ров, вы­ска­зал пред­по­ло­же­ние, что в таких рас­тво­рах ве­ще­ства рас­па­да­ют­ся на за­ря­жен­ные ча­сти­цы – ионы, ко­то­рые могут пе­ре­дви­гать­ся к элек­тро­дам – от­ри­ца­тель­но за­ря­жен­но­му ка­то­ду и по­ло­жи­тель­но за­ря­жен­но­му аноду.

Это и есть при­чи­на элек­три­че­ско­го тока в рас­тво­рах. Дан­ный про­цесс по­лу­чил на­зва­ние элек­тро­ли­ти­че­ской дис­со­ци­а­ции (до­слов­ный пе­ре­вод – рас­щеп­ле­ние, раз­ло­же­ние под дей­стви­ем элек­три­че­ства). Такое на­зва­ние также пред­по­ла­га­ет, что дис­со­ци­а­ция про­ис­хо­дит под дей­стви­ем элек­три­че­ско­го тока. Даль­ней­шие ис­сле­до­ва­ния по­ка­за­ли, что это не так: ионы яв­ля­ют­ся толь­ко пе­ре­нос­чи­ка­ми за­ря­дов в рас­тво­ре и су­ще­ству­ют в нем неза­ви­си­мо от того, про­хо­дит через рас­твор ток или нет. При ак­тив­ном уча­стии Сван­те Ар­ре­ни­у­са была сфор­му­ли­ро­ва­на тео­рия элек­тро­ли­ти­че­ской дис­со­ци­а­ции, ко­то­рую часто на­зы­ва­ют в честь этого уче­но­го. Ос­нов­ная идея дан­ной тео­рии за­клю­ча­ет­ся в том, что элек­тро­ли­ты под дей­стви­ем рас­тво­ри­те­ля са­мо­про­из­воль­но рас­па­да­ют­ся на ионы. И имен­но эти ионы яв­ля­ют­ся но­си­те­ля­ми за­ря­да и от­ве­ча­ют за элек­тро­про­вод­ность рас­тво­ра.

2. Основные положения теории электролитической диссоциации

1. Элек­тро­ли­ты в рас­тво­рах под дей­стви­ем рас­тво­ри­те­ля са­мо­про­из­воль­но рас­па­да­ют­ся на ионы. Такой про­цесс на­зы­ва­ет­ся элек­тро­ли­ти­че­ской дис­со­ци­а­ци­ей. Дис­со­ци­а­ция также может про­хо­дить при рас­плав­ле­нии твер­дых элек­тро­ли­тов.

2. Ионы от­ли­ча­ют­ся от ато­мов по со­ста­ву и свой­ствам. В вод­ных рас­тво­рах ионы на­хо­дят­ся в гид­ра­ти­ро­ван­ном со­сто­я­нии. Ионы в гид­ра­ти­ро­ван­ном со­сто­я­нии от­ли­ча­ют­ся по свой­ствам от ионов в га­зо­об­раз­ном со­сто­я­нии ве­ще­ства. Это объ­яс­ня­ет­ся так: в ион­ных со­еди­не­ни­ях уже из­на­чаль­но при­сут­ству­ют ка­ти­о­ны и ани­о­ны. При рас­тво­ре­нии мо­ле­ку­ла воды на­чи­на­ет под­хо­дить к за­ря­жен­ным ионам: по­ло­жи­тель­ным по­лю­сом – к от­ри­ца­тель­но­му иону, от­ри­ца­тель­ным по­лю­сом – к по­ло­жи­тель­но­му. Ионы на­зы­ва­ют­ся гид­ра­ти­ро­ван­ны­ми (рис. 2).

Рис. 2

3. В рас­тво­рах или рас­пла­вах элек­тро­ли­тов ионы дви­жут­ся ха­о­тич­но, но при про­пус­ка­нии элек­три­че­ско­го тока ионы дви­жут­ся на­прав­лен­но: ка­ти­о­ны – к ка­то­ду, ани­о­ны – к аноду.

3. Основания, кислоты, соли в свете теории электролитической диссоциации

В свете тео­рии элек­тро­ли­ти­че­ской дис­со­ци­а­ции можно дать опре­де­ле­нии ос­но­ва­ни­ям, кис­ло­там и солям как элек­тро­ли­там.

Ос­но­ва­ния – это элек­тро­ли­ты, в ре­зуль­та­те дис­со­ци­а­ции ко­то­рых в вод­ных рас­тво­рах об­ра­зу­ет­ся толь­ко один вид ани­о­нов: гид­рок­сид-ани­он: OH^-.

NaOH ↔ Na⁺ + OH⁻

Дис­со­ци­а­ция ос­но­ва­ний, со­дер­жа­щих несколь­ко гид­рок­силь­ных групп, про­ис­хо­дит сту­пен­ча­то:

Ba(OH)₂↔ Ba(ОН)⁺ +  OH⁻  Пер­вая сту­пень

Ba(OH)⁺ ↔ Ba²⁺ + OH⁻  Вто­рая сту­пень

Ba(OH)₂↔ Ba²⁺ + 2 OH⁻  Сум­мар­ное урав­не­ние

Кис­ло­ты – это элек­тро­ли­ты, в ре­зуль­та­те дис­со­ци­а­ции ко­то­рых в вод­ных рас­тво­рах об­ра­зу­ет­ся толь­ко один вид ка­ти­о­нов: H⁺. Ионом во­до­ро­да на­зы­ва­ют имен­но гид­ра­ти­ро­ван­ный про­тон и обо­зна­ча­ют H₃O⁺, но для про­сто­ты за­пи­сы­ва­ют H⁺.

HNO₃↔ H⁺ + NO₃⁻

Мно­го­ос­нов­ные кис­ло­ты дис­со­ци­и­ру­ют сту­пен­ча­то:

H₃PO₄↔ H⁺ + H₂PO₄^- Пер­вая сту­пень

H₂PO₄^- ↔ H⁺ + HPO₄^2- Вто­рая сту­пень

HPO₄^2-↔ H⁺ + PO₄^3- Тре­тья сту­пень

H₃PO₄↔ 3H⁺ + PO₄^3-Сум­мар­ное урав­не­ние 

Соли – это элек­тро­ли­ты, дис­со­ци­ру­ю­щие в вод­ных рас­тво­рах на ка­ти­о­ны ме­тал­ла и ани­о­ны кис­лот­но­го остат­ка.
Na₂SO₄ ↔ 2Na⁺ + SO₄²⁻

Сред­ние соли – это элек­тро­ли­ты, дис­со­ци­и­ру­ю­щие в вод­ных рас­тво­рах на ка­ти­о­ны ме­тал­ла или ка­ти­о­ны ам­мо­ния и ани­о­ны кис­лот­но­го остат­ка.

Ос­нов­ные соли – это элек­тро­ли­ты, дис­со­ци­и­ру­ю­щие в вод­ных рас­тво­рах на ка­ти­о­ны ме­тал­ла, гид­рок­сид ани­о­ны и ани­о­ны кис­лот­но­го остат­ка.

Кис­лые соли – это элек­тро­ли­ты, дис­со­ци­и­ру­ю­щие в вод­ных рас­тво­рах на ка­ти­о­ны ме­тал­ла, ка­ти­о­ны во­до­ро­да и ани­о­ны кис­лот­но­го остат­ка.

Двой­ные соли – это элек­тро­ли­ты, дис­со­ци­и­ру­ю­щие в вод­ных рас­тво­рах  на ка­ти­о­ны несколь­ких ме­тал­лов и ани­о­ны кис­лот­но­го остат­ка.

 KAl(SO₄)₂↔ K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄²

Сме­шан­ные соли – это элек­тро­ли­ты, дис­со­ци­и­ру­ю­щие в вод­ных рас­тво­рах на ка­ти­о­ны ме­тал­ла и ани­о­ны несколь­ких кис­лот­ных остат­ков

4. Сильные и слабые электролиты

Элек­тро­ли­ти­че­ская дис­со­ци­а­ция в той или иной сте­пе­ни – про­цесс об­ра­ти­мый. Но при рас­тво­ре­нии неко­то­рых со­еди­не­ний рав­но­ве­сие дис­со­ци­а­ции в зна­чи­тель­ной сте­пе­ни сме­ще­но в сто­ро­ну дис­со­ци­и­ру­е­мой формы. В рас­тво­рах таких элек­тро­ли­тов дис­со­ци­а­ция про­те­ка­ет прак­ти­че­ски необ­ра­ти­мо. По­это­му при на­пи­са­нии урав­не­ний дис­со­ци­а­ции таких ве­ществ пи­шет­ся или знак ра­вен­ства или пря­мая стрел­ка, обо­зна­ча­ю­щая, что ре­ак­ция про­ис­хо­дит прак­ти­че­ски необ­ра­ти­мо. Такие ве­ще­ства на­зы­ва­ют силь­ны­ми элек­тро­ли­та­ми.

Сла­бы­ми на­зы­ва­ют­ся элек­тро­ли­ты, в ко­то­рых дис­со­ци­а­ция про­ис­хо­дит незна­чи­тель­но. При на­пи­са­нии ис­поль­зу­ют знак об­ра­ти­мо­сти. Табл. 1.

Для ко­ли­че­ствен­ной оцен­ки силы элек­тро­ли­та вве­де­но по­ня­тие сте­пе­ни элек­тро­ли­ти­че­ской дис­со­ци­а­ции.

Силу элек­тро­ли­та можно оха­рак­те­ри­зо­вать и при по­мо­щи кон­стан­ты хи­ми­че­ско­го рав­но­ве­сия дис­со­ци­а­ции. На­зы­ва­ет­ся она кон­стан­та дис­со­ци­а­ции.

Фак­то­ры, вли­я­ю­щие на сте­пень элек­тро­ли­ти­че­ской дис­со­ци­а­ции:

· При­ро­да элек­тро­ли­та

· Кон­цен­тра­ция элек­тро­ли­та в рас­тво­ре

· Тем­пе­ра­ту­ра

При уве­ли­че­нии тем­пе­ра­ту­ры и раз­бав­ле­нии рас­тво­ра сте­пень элек­тро­ли­ти­че­ской дис­со­ци­а­ции уве­ли­чи­ва­ет­ся. По­это­му оце­нить силу элек­тро­ли­та можно, толь­ко срав­ни­ва­ния их при оди­на­ко­вых усло­ви­ях. За стан­дарт при­ня­та t = 18⁰С и с = 0,1 моль/л.

 

СИЛЬ­НЫЕ ЭЛЕК­ТРО­ЛИ­ТЫ	СЛА­БЫЕ ЭЛЕК­ТРО­ЛИ­ТЫ
Сте­пень дис­со­ци­а­ции при 180С в рас­тво­рах с кон­цен­тра­ци­ей элек­тро­ли­та 0,1 моль/л близ­ка к 100%. Дис­со­ци­и­ру­ют прак­ти­че­ски необ­ра­ти­мо.	Сте­пень дис­со­ци­а­ции при 180С в рас­тво­рах с кон­цен­тра­ци­ей элек­тро­ли­та 0,1 моль/л зна­чи­тель­но мень­ше 100%. Дис­со­ци­и­а­ция необ­ра­ти­ма.
· Ще­ло­чи · Соли · Неко­то­рые неор­га­ни­че­ские кис­ло­ты (НNO3, HClO4,HI, HCl, HBr, H2SO4)	· Гид­рок­си­ды ме­тал­лов, кроме IA и IIA групп, рас­твор ам­ми­а­ка · Мно­гие неор­га­ни­че­ские кис­ло­ты (H2S, HCN, HClO, HNO2) · Ор­га­ни­че­ские кис­ло­ты (HCOOH, CH3COOH) · Вода

Табл. 1

5. Реакции ионного обмена

Сущ­ность ре­ак­ции в рас­тво­рах элек­тро­ли­тов вы­ра­жа­ет­ся ион­ным урав­не­ни­ем. В нем учи­ты­ва­ет­ся тот факт, что в одном рас­тво­ре элек­тро­ли­ты при­сут­ству­ют в виде ионов. А сла­бые элек­тро­ли­ты и недис­со­ци­и­ру­е­мые ве­ще­ства за­пи­сы­ва­ют­ся в дис­со­ци­и­ру­е­мой на ионы форме. Рас­тво­ри­мость элек­тро­ли­та в воде нель­зя ис­поль­зо­вать как кри­те­рий его силы. Мно­гие нерас­тво­ри­мые в воде соли, яв­ля­ют­ся силь­ны­ми элек­тро­ли­та­ми, но кон­цен­тра­ция ионов в рас­тво­ре ока­зы­ва­ет­ся очень низ­кой имен­но вслед­ствие их низ­кой рас­тво­ри­мо­сти. Имен­но по­то­му при на­пи­са­нии урав­не­ний ре­ак­ций с уча­сти­ем таких ве­ществ их при­ня­то за­пи­сы­вать в недис­со­ци­и­ро­ван­ной форме.         

Ре­ак­ции в рас­тво­рах элек­тро­ли­тов про­те­ка­ют в на­прав­ле­нии свя­зы­ва­ния ионов.

Су­ще­ству­ет несколь­ко форм свя­зы­ва­ния ионов:

1. Об­ра­зо­ва­ние осад­ка

2. Вы­де­ле­ние газа

3. Об­ра­зо­ва­ние сла­бо­го элек­тро­ли­та.

· 1. Об­ра­зо­ва­ние осад­ка:

BaCl₂ + Na₂CO₃ → BaCO₃↓ + 2NaCl.

Ba²⁺+2Cl^- + 2Na⁺₊CO₃^2-→ BaCO₃↓ + 2Na⁺+2Cl^-            пол­ное ион­ное урав­не­ние

Ba²⁺ + CO₃^2-→ BaCO₃↓                                                 со­кра­щен­ное ион­ное урав­не­ние.

Со­кра­щен­ное ион­ное урав­не­ние по­ка­зы­ва­ет, что при вза­и­мо­дей­ствии лю­бо­го рас­тво­ри­мо­го со­еди­не­ния, со­дер­жа­ще­го ион Ba²⁺, с со­еди­не­ни­ем, со­дер­жа­щим кар­бо­нат-ани­он CO₃^2-, в ре­зуль­та­те по­лу­чит­ся нерас­тво­ри­мый оса­док BaCO₃↓.

· 2. Вы­де­ле­ние газа:

Na₂CO₃ +H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂O + CO₂↑

2Na⁺ + CO₃^2- +2H⁺+ SO₄^2- → 2Na⁺ + SO₄^2- + H₂O + CO₂↑  пол­ное ион­ное урав­не­ние

2H⁺ + CO₃^2- → H₂O + CO₂↑  со­кра­щен­ное ион­ное урав­не­ние.

· 3. Об­ра­зо­ва­ние сла­бо­го элек­тро­ли­та:

KOH + HBr → KBr + H₂O

K⁺ + OH^- + H⁺ + Br^- → K⁺ + Br^- + H₂O  пол­ное ион­ное урав­не­ние

OH^- + H⁺ → H₂O  со­кра­щен­ное ион­ное урав­не­ние.

Рас­смат­ри­вая эти при­ме­ры, мы убе­ди­лись, что все ре­ак­ции в рас­тво­рах элек­тро­ли­тов про­ис­хо­дят в на­прав­ле­нии свя­зы­ва­ния ионов.

Под­ве­де­ние итога

Мы рас­смот­ре­ли тео­рию элек­тро­ли­ти­че­ской дис­со­ци­а­ции и по­зна­ко­ми­лись с опре­де­ле­ни­ем элек­тро­ли­тов. Узна­ли о фи­зи­че­ской и хи­ми­че­ской тео­рии рас­тво­ров. Рас­смот­ре­ли в свете тео­рии элек­тро­ли­ти­че­ской дис­со­ци­а­ции опре­де­ле­ние ос­но­ва­ний, кис­лот и солей, а также на­учи­лись со­став­лять урав­не­ния ре­ак­ций ион­но­го об­ме­на и узна­ли об усло­ви­ях необ­ра­ти­мо­сти.