Химия · Растворы и электролиты · 9 класс

Электролитическая диссоциация

Почему в солёной воде лампа горит ярко, в сладкой — не горит, а в уксусе — тускло?

Ситуация

В школьном кабинете химии в Ташкенте учитель поставил на стол восемь стаканов: дистиллированная вода, сладкая вода, раствор поваренной соли, соляная кислота, щёлочь, уксус, нашатырный спирт и сухая соль. Два графитовых электрода прибора с лампой по очереди опускают в стаканы: лампа то горит ярко, то едва краснеет, а то не горит совсем — даже в сухой соли. Что переносит ток в жидкости, откуда он берётся и почему одни вещества реагируют друг с другом, а другие — нет?

Тема

Электролитическая диссоциация и реакции ионного обмена. Прибор для проверки электропроводности: в солёной воде лампа горит, в сахарной — нет, в уксусе тускло — откуда берутся ионы

Ключевые понятия

Электролиты и неэлектролиты
Степень диссоциации α
Реакции ионного обмена

Формулы

NaCl \overset{}{\to} Na^{+} + Cl^{-} CH_{3} COOH \overset{}{⇌} CH_{3} COO^{-} + H^{+}

Сильный электролит диссоциирует полностью, слабый — частично и обратимо.

α = \frac{n_{дисс}}{n_{общ}} \cdot 100 %

Степень диссоциации: доля молекул, распавшихся на ионы.

K = \frac{α^{2} c}{1 - α} \Rightarrow α \approx \sqrt{K / c}

Закон разбавления Оствальда (слабый электролит): при разбавлении α растёт. Для CH₃COOH $K = 1,75 \cdot 10^{- 5}$ .

κ = c α (λ_{+} + λ_{-}), R = \frac{K_{яч}}{κ}

Удельная электропроводность раствора зависит от концентрации и подвижности ионов; $R$ — сопротивление между электродами.

Ag^{+} + Cl^{-} \overset{}{\to} AgCl ↓

Сокращённое ионное уравнение: в реакции участвуют только ионы, образующие осадок, газ или воду.

Теория

Электролиты и неэлектролиты

Вещества, раствор или расплав которых проводит электрический ток, — электролиты: соли, кислоты, щёлочи. Не проводящие ток — неэлектролиты: сахар, глюкоза, спирт, большинство органических веществ, кислород, азот. В приборе с лампой цепь замыкается через раствор: ток переносят не электроны, как в металле, а ионы раствора — положительные ионы (катионы) движутся к одному электроду, отрицательные (анионы) — к другому. В кристалле сухой соли ионы тоже есть, но они закреплены в решётке, поэтому лампа не горит; если соль растворить в воде или расплавить, ионы освобождаются. Дистиллированная вода проводит ток очень плохо: ионов в ней очень мало. Лабораторная работа (прохождение тока через концентрированный раствор соли): в режиме «Степень α» выберите поваренную соль, увеличивайте концентрацию до насыщенного раствора (≈ 5,3 моль/л) и каждый раз записывайте силу тока в журнал — по мере роста числа ионов ток растёт, но в концентрированном растворе рост замедляется.

Теория Аррениуса: откуда берутся ионы

Сванте Аррениус (1887) выдвинул теорию — теорию электролитической диссоциации: электролиты при растворении в воде распадаются на ионы сами по себе, даже если ток не пропускать. Молекула воды полярна: сторона с кислородом отрицательна, стороны с водородом положительны. Когда ионный кристалл (NaCl) попадает в воду, молекулы воды притягиваются к Na⁺ стороной с кислородом, а к Cl⁻ — стороной с водородом и «вытаскивают» ион из решётки; ион движется в гидратной оболочке из молекул воды (гидратация). Полярные молекулы (HCl) тоже ионизируются в воде: протон переходит к молекуле воды, образуя ион гидроксония $H_{3} O^{+}$ : $HCl + H_{2} O \overset{}{\to} H_{3} O^{+} + Cl^{-}$ (в упрощённой записи $HCl \overset{}{\to} H^{+} + Cl^{-}$ ). В слабом электролите (уксусная кислота) диссоциация обратима: молекулы ионизируются, а ионы снова соединяются в молекулы — динамическое равновесие. Свойства ионов совсем не такие, как у атомов: ион Na⁺ не реагирует с водой, как металлический натрий, а ион Cl⁻ не ядовит, как газообразный хлор ( $Cl_{2}$ ), и бесцветен.

Диссоциация кислот, щелочей и солей

По теории диссоциации кислота — электролит, который в воде даёт в качестве катионов только ионы водорода H⁺: $HCl \overset{}{\to} H^{+} + Cl^{-}$ . Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато: $H_{2} SO_{4} \overset{}{\to} H^{+} + HSO_{4}^{-}$ , $HSO_{4}^{-} \overset{}{⇌} H^{+} + SO_{4}^{2 -}$ ; у фосфорной кислоты самая сильная первая ступень $H_{3} PO_{4} \overset{}{⇌} H^{+} + H_{2} PO_{4}^{-}$ . Общие свойства кислот (кислый вкус, цвет индикатора, реакция с металлами) зависят от ионов H⁺. Щёлочь — электролит, который в качестве анионов даёт только гидроксид-ионы OH⁻: $NaOH \overset{}{\to} Na^{+} + OH^{-}$ , $Ba (OH)_{2} \overset{}{\to} Ba^{2 +} + 2 OH^{-}$ . Соли распадаются на катионы металла (или $NH_{4}^{+}$ ) и анионы кислотного остатка: $Na_{2} SO_{4} \overset{}{\to} 2 Na^{+} + SO_{4}^{2 -}$ , $Al_{2} (SO_{4})_{3} \overset{}{\to} 2 Al^{3 +} + 3 SO_{4}^{2 -}$ . В растворе сумма положительных и отрицательных зарядов одинакова — раствор электронейтрален.

Сильные и слабые электролиты, степень α

Степень диссоциации $α$ — отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к их общему числу. Сильные электролиты в разбавленном растворе распадаются практически полностью ( $α \to 1$ ): HCl, HNO₃, H₂SO₄, HBr, HI, щёлочи (NaOH, KOH, Ba(OH)₂) и почти все соли. У слабых электролитов $α$ мала: CH₃COOH, H₂CO₃, H₂S, HF, NH₃·H₂O, сама вода. В учебниках для 0,1 моль/л раствора часто принимают условную границу: $α$ > 30 % — сильный, < 3 % — слабый. В 0,1 моль/л растворе уксусной кислоты $α$ ≈ 1,3 %; при разбавлении растёт (закон Оствальда, $α \approx \sqrt{K / c}$ ): при 0,001 моль/л ≈ 12 %. Но концентрация ионов ( $c α$ ) уменьшается — поэтому при разбавлении ток всё равно падает. С повышением температуры α обычно тоже растёт. У сильных электролитов «кажущаяся» степень, найденная по электропроводности, $Λ / Λ^{\circ}$ меньше единицы (в 0,1 моль/л NaCl ≈ 0,85): ионы полностью разделены, но противоположно заряженные ионы тормозят друг друга.

Реакции ионного обмена

Реакции между растворами электролитов на самом деле идут между ионами. Реакция идёт до конца, если из ионов образуется осадок ( $Ag^{+} + Cl^{-} \overset{}{\to} AgCl ↓$ ), газ ( $CO_{3}^{2 -} + 2 H^{+} \overset{}{\to} H_{2} O + CO_{2} ↑$ ) или малодиссоциирующее вещество, например вода ( $H^{+} + OH^{-} \overset{}{\to} H_{2} O$ ). Порядок записи уравнения: 1) молекулярное уравнение; 2) полное ионное уравнение — сильные электролиты записывают в виде ионов, осадок, газ, воду и слабые электролиты — в виде молекул; 3) одинаковые ионы в обеих частях (ионы-наблюдатели) сокращают — остаётся сокращённое ионное уравнение. Оно показывает суть реакции: осадок AgCl выпадает независимо от того, из какой соли пришли Ag⁺ и Cl⁻. При смешивании NaCl и KNO₃ ни одна пара ионов не даёт осадок, газ или воду — все ионы остаются в растворе, реакция не идёт.

Безопасность и модель

Техника безопасности: прибор для измерения электропроводности подключайте только к безопасному низковольтному (12 В) источнику, не касайтесь электродов и раствора, перед сменой раствора поднимите электроды и промойте дистиллированной водой. С кислотами и щёлочами работайте в защитных очках; кислоту льют в воду, а не наоборот. AgNO₃ чернит кожу, соли бария ядовиты — надевайте перчатки, держите вдали от питья и еды. Модель: 25 °C; электропроводность сильных 1:1 электролитов — по уравнению Дебая–Хюккеля–Онсагера, концентрированных растворов NaCl — из таблицы справочника CRC; $α$ слабых электролитов точно рассчитывается из $K$ , изменение среды в концентрированной уксусной кислоте учтено эмпирическим множителем $(1 - 0,12 c)$ (он даёт измеренный максимум — ≈ 1,85 мСм/см, ≈ 17 %). Источник переменного напряжения — электролиз на электродах почти не идёт. Лампа: 12 В / 0,1 А, лампа накаливания (ток ∝ U^0,55, свет ∝ U^3,4). Модель «капли» увеличена примерно в $10^{8}$ раз, а движение сильно замедлено; показана лишь часть молекул воды.

Знаете ли вы?

Сванте Аррениус опубликовал теорию электролитической диссоциации в 1887 году, а в 1903 году получил за неё Нобелевскую премию по химии.
Удельная электропроводность очень чистой воды при 25 °C всего ≈ 0,055 мкСм/см, а морской воды — ≈ 50 мСм/см, примерно в миллион раз больше: разницу создают ионы растворённых в воде солей.

Что внутри эксперимента

Эксперимент начинается с жизненной ситуации: вы предсказываете результат, меняете параметры, проводите опыт и делаете вывод. Внутри — задания, теория, тест и экскурсия: камера сама движется и объясняет главное.

Другие эксперименты раздела

Кислоты и металлы — 7 класс
Кислоты, основания и индикаторы — 7 класс
Очистка и умягчение воды — 7 класс
Гидролиз солей и среда — 9 класс
Растворы и растворимость — 11 класс
Концентрация раствора — 11 класс
Закон Рауля, перегонка и осмос — 1 курс