Сильные и слабые электролиты
Измерение степени диссоциации различных электролитов показало, что отдельные электролиты при одинаковой нормальной концентрации растворов диссоциируют на ионы весьма различно.
Особенно велика разница в значениях степени диссоциации кислот. Например, азотная и соляная кислоты в 0,1 н. растворах почти полностью распадаются на ионы; угольная же, синильная и другие кислоты диссоциируют при тех же условиях лишь в не-знaчитeльнoй степени.
Из растворимых в воде оснований (щелочей) слабо диссоциирующим является гидрат окиси аммония, остальные щелочи хорошо диссоциируют. Все соли, за небольшим исключением, также хорошо диссоциируют на ионы.
Различие в значениях степени диссоциации отдельных кислот обусловливается характером валентной связи между атомами, образующими их молекулы. Чем более полярна связь между водородом и остальной частью молекулы, тем легче отщепляется водород, тем сильнее будет диссоциировать кислота.
Электролиты, хорошо диссоциирующие на ионы, получили название сильных электролитов, в отличие от слабых электролитов, образующих в водных растворах лишь незначительное число ионов. Растворы сильных электролитов сохраняют высокую электропроводность даже при очень больших концентрациях. Наоборот, электропроводность растворов слабых электролитов быстро падает с увеличением концентрации. к сильным электролитам относятся такие кислоты, как соляная, азотная, серная и некоторые другие, затем щелочи (кроме NH4OH) и почти все соли.
Многоооновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Так, например, молекулы серной кислоты в первую очередь диссоциируют по уравнению
H2SO4 ⇄ H• + HSO4‘
или точнее:
H2SO4 + H2O ⇄ H3O• + HSO4‘
Отщепление второго иона водорода по уравнению
HSO4‘ ⇄ H• + SO4»
или
HSO4‘ + H2O ⇄ H3O• + SO4»
идет уже значительно труднее, так как ему приходится преодолевать притяжение со стороны двухзарядного иона SO4», который, конечно, притягивает к себе ион водорода сильнее, чем однозарядный ион HSO4‘. Поэтому вторая ступень диссоциации или, как говорят, вторичная диссоциация происходит в гораздо меньшей степени, чем первичная, и в обычных растворах серной кислоты содержится лишь небольшое число ионов SO4»
Фосфорная кислота Н3РО4 диссоциирует в три ступени:
H3PO4 ⇄ H• + H2PO4‘
H2PO4 ⇄ H + HPO4»
HPO4» ⇄ H• + PO4»’
Молекулы Н3РO4 сильно диссоциируют на ионы Н• и Н2РО4‘. Ионы H2PO4‘ ведут себя, как более слабая кислота, и диссоциируют на H• и HPO4»в меньшей степени. Ионы же НРО4» диссоциируют, как очень слабая кислота, и почти не дают ионов Н•
и PO4»’
Основания, содержащие более одной гидроксильной группы в молекуле, тоже диссоциируют ступенчато. Например:
Ва(ОН)2 ⇄ ВаОН• + ОН’
ВаОН• ⇄ Ва•• + ОН’
Что касается солей, то нормальные соли всегда диссоциируют на ионы металлов и кислотных остатков. Например:
СаСl2 ⇄ Сa•• + 2Сl’ Na2SO4 ⇄ 2Na• + SO4»
Кислые соли, подобно многоосновным кислотам, диссоциируют ступенчато. Например:
NaHCO3 ⇄ Na• + НСО3‘
HCO3‘ ⇄ H• + CO3»
Однако степень диссоциации по второй ступени очень мала, так что раствор кислой соли содержит лишь незначительное число ионов водорода.
Основные соли диссоциируют на ионы основных и кислотных остатков. Например:
Fe(OH)Cl2 ⇄ FeOH•• + 2Сl»
Вторичной диссоциации ионов основных остатков на ионы металла и гидроксила почти не происходит.
В табл. 11 приведены числовые значения степени диссоциации некоторых кислот, оснований и солей в 0,1 н. растворах.
С увеличением концентрации степень диссоциации уменьшается. Поэтому в очень концентрированных растворах даже сильные кислоты диссоциированы сравнительно слабо. Для
Таблица 11
Степень диссоциации кислот , оснований и солей в 0,1 н. растворах при 18°
| Электролит | Формула | Степень диссоциаци и в % |
| Кислоты | ||
| Соляная | HCl | 92 |
| Бромистоводородная | НВr | 92 |
| Йодистоводородная | HJ | . 92 |
| Азотная | HNO3 | 92 |
| Серная | H2SO4 | 58 |
| Сернистая | H2SO3 | 34 |
| Фосфорная | H3PO4 | 27 |
| Фтористоводородная | HF | 8,5 |
| Уксусная | CH3COOH | 1,3 |
| Уголная | H2CO3 | 0,17 |
| Сероводородная | H2S | 0,07 |
| Синильная | HCN | 0,01 |
| Борная | H3BO3 | 0,01 |
| Основания | ||
| Гидроксид бария | Ва (OH)2 | 92 |
| Едкое кали | кон | 89 |
| Едкий натр | NaON | 84 |
| Гидроксид аммония | NH4OH | 1,3 |
| Соли | ||
| Хлористый калий | КСl | 86 |
| Хлористый аммоний | NH4Cl | 85 |
| Хлористый натрий | NaCl | 84 |
| Азотнокислый калий | KNO3 | 83 |
| Азотнокислое серебро | AgNO3 | 81 |
| Уксуснокислый натрий | NaCH3COO | 79 |
| Хлористый цинк | ZnCl2 | 73 |
| Сернокислый натрий | Na2SO4 | 69 |
| Сернокислый цинк | ZnSO4 | 40 |
| Сернокислая медь | CuSO4 | 40 |
примера приводим значения степени диссоциации обычно употребляемых в лаборатории концентрированных кисло:
степень
диссоциации в %
Соляная кислота (35% НСl)…… 13,6
Азотная кислота (62% HNO3) . . . 9,6
Серная кислота (95% H2SО4) . . . 1
Вы читаете, статья на тему Сильные и слабые электролиты