Підручник з Хімії. 9 клас. Григорович - Нова програма

§ 10. Сильні й слабкі електроліти. Ступінь електролітичної дисоціації

Сильні та слабкі електроліти

Кислоти, основи й солі у водних розчинах дисоціюють — розпадаються на йони. Цей процес може бути оборотним або необоротним.

За необоротної дисоціації в розчинах уся речовина або майже вся розпадається на йони. Це характерно для сильних електролітів (мал. 10.1, а, с. 56). До сильних електролітів належать деякі кислоти та всі розчинні у воді солі й основи (гідроксиди лужних і лужноземельних елементів) (схема 5, с. 56).

Мал. 10.1. Порівняння кількості йонів у розчинах з однаковою початковою кількістю електроліту: а — хлоридна кислота (сильний електроліт); б — нітритна кислота (слабкий електроліт)

Схема 5. Класифікація електролітів за силою

За оборотної дисоціації відбуваються два протилежні процеси: одночасно з розпадом речовини на йони (дисоціацією) відбувається зворотний процес об’єднання йонів у молекули речовини (асоціація). Завдяки цьому частина речовини в розчині існує у вигляді йонів, а частина — у вигляді молекул (мал. 10.1, б).

Електроліти, які під час розчинення у воді розпадаються на йони лише частково, називають слабкими електролітами. До їх числа належать вода, багато кислот, а також нерозчинні гідроксиди і солі (схема 5).

У рівняннях дисоціації слабких електролітів замість звичайної стрілки записують двонаправлену стрілку (знак оборотності):

Силу електролітів можна пояснити полярністю хімічного зв'язку, що розривається під час дисоціації. Чим більш полярним є зв'язок, тим легше під дією молекул води він перетворюється на йонний, тож тим сильнішим є електроліт. У солях і гідроксидах полярність зв'язку найбільша, оскільки між йонами металічних елементів, кислотними залишками та гідроксид-іонами існує йонний зв'язок, тому всі розчинні солі й основи — сильні електроліти. В оксигеновмісних кислотах під час дисоціації розривається зв'язок O—H, полярність якого залежить від якісного й кількісного складу кислотного залишку. Силу більшості оксигеновмісних кислот можна визначити, якщо звичайну формулу кислоти записати у вигляді E(OH)_mO_n. Якщо в цій формулі буде n < 2 — кислота слабка, якщо n ≥ 2 — сильна.

Залежність сили кислот від складу кислотного залишку

Кислота	Формула		n	Характер кислоти
	HmEOn+m	E(OH)mOn
Сульфатна	H2SO4	S(OH)2O2	2	Сильна
Сульфітна	H2SO3	S(OH)2O	1	Слабка
Нітратна	HNO3	N(OH)O2	2	Сильна
Нітритна	HNO2	N(OH)O	1	Слабка
Карбонатна	H2CO3	C(OH)2O	1	Слабка
Ортофосфатна	H3PO4	P(OH)3O	1	Слабка

Ступінь дисоціації

Силу електролітів кількісно характеризує ступінь електролітичної дисоціації α, який показує частку молекул речовини, що розпалися в розчині на йони.

Ступінь дисоціації α дорівнює відношенню числа молекул N або кількості речовини n, що розпалися на йони, до загального числа молекул N₀ або кількості розчиненої речовини n₀.

Ступінь дисоціації можна виражати не тільки в частках одиниці, але й у відсотках:

Значення а може змінюватися від 0 (дисоціація відсутня) до 1, або 100 % (повна дисоціація). Чим краще дисоціює електроліт, тим більший ступінь дисоціації.

За значенням ступеня електролітичної дисоціації електроліти поділяють не на дві, а на три групи: сильні, слабкі та електроліти середньої сили. Сильними електролітами вважають ті, ступінь дисоціації яких більший за 30 %, а слабкими — зі ступенем, меншим за 3 %. Електроліти з проміжними значеннями α — від 3 % до 30 % — називають електролітами середньої сили. За цієї класифікації такими вважають кислоти: HF, HNO₂, H₃PO₄, H₂SO₃ та деякі інші. Дві останні кислоти є електролітами середньої сили тільки за першою стадією дисоціації, а за іншими — це слабкі електроліти.

Ступінь дисоціації — величина змінна. Він залежить не тільки від природи електроліту, але й від його концентрації в розчині. Цю залежність уперше визначив і дослідив Вільгельм Оствальд. Сьогодні її називають законом розведення Оствальда: у разі розбавлення розчину водою, а також за підвищення температури ступінь дисоціації збільшується.

Обчислення ступеня дисоціації

Приклад. В одному літрі води розчинили гідроген флуорид кількістю 5 моль. Отриманий розчин містить 0,06 моль йонів Гідрогену. Визначте ступінь дисоціації флуоридної кислоти (у відсотках).

Вільгельм-Фрідріх Оствальд (1853—1932)

Видатний німецький фізико-хімік, лауреат Нобелівської премії з хімії 1909 року. Народився в Ризі, навчався в Дерптському університеті, де розпочав викладацьку й наукову діяльність. У 35 років переїхав до Лейпцига, де очолив Фізико-хімічний інститут. Вивчав закони хімічної рівноваги, електричні властивості розчинів, відкрив закон розведення, що названий його ім'ям, розробив основи теорії кислотно-основного каталізу, багато часу приділяв історії хімії. Заснував першу у світі кафедру фізичної хімії і перший фізико-хімічний журнал. В особистому житті мав чудернацькі звички: він відчував огиду до стрижки волосся та ніколи не лікував зубів, а зі своїм секретарем спілкувався винятково за допомогою велосипедного дзвоника.

Ключова ідея

Дисоціація слабких електролітів — оборотний процес, а сильних — необоротний.

Контрольні запитання

116. Дайте визначення сильних і слабких електролітів.

117. Наведіть приклади сильних і слабких електролітів.

118. Яку фізичну величину використовують для кількісної характеристики сили електроліту? Чи є вона сталою в будь-яких розчинах? Як можна збільшити ступінь дисоціації електроліту?

Завдання для засвоєння матеріалу

119. Наведіть по одному прикладу солі, кислоти та основи, що є: а) сильним електролітом; б) слабким електролітом.

120. Наведіть приклад речовини: а) двохосновна кислота, що за першою стадією є електролітом середньої сили, а за другою — слабким електролітом; б) двохосновна кислота, що за обома стадіями є слабким електролітом.

121. У певної кислоти за першою стадією ступінь дисоціації становить 100 %, а за другою — 15 %. Яка кислота це може бути?

122. Яких частинок більше в розчині гідроген сульфіду: молекул H₂S, йонів H⁺, йонів S^2- або йонів HS^-?

123. Із наведеного переліку речовин випишіть окремо формули: а) сильних електролітів; б) слабких електролітів.

NaCl, HCl, NaOH, NaNO₃, HNO₃, HNO₂, H₂SO₄, Ba(OH)₂, H₂S, K₂S, Pb(NO₃)₂.

124. Складіть рівняння дисоціації стронцій нітрату, меркурій(ІІ) хлориду, кальцій карбонату, кальцій гідроксиду, сульфідної кислоти. У яких випадках дисоціація відбувається оборотно?

125. У водному розчині натрій сульфату міститься 0,3 моль йонів. Яку масу цієї солі використали для приготування такого розчину?

126. У розчині гідроген флуориду об'ємом 1 л міститься 2 г цієї кислоти. У цьому розчині кількість речовини йонів Гідрогену становить 0,008 моль. Яка кількість речовини флуорид-іонів у цьому розчині? До яких кислот відносять флуоридну кислоту?

127. У трьох пробірках містяться однакові об'єми розчинів хлоридної, флуоридної та сульфідної кислот. В усіх пробірках кількість речовини кислот однакові. Але в першій пробірці кількість речовини йонів Гідрогену становить 3·10^-7 моль, у другій — 8·10^-5 моль, а в третій — 0,001 моль. В якій пробірці міститься яка кислота?

128. У першій пробірці міститься розчин електроліту, ступінь дисоціації якого становить 89 %, у другій — електроліт зі ступенем дисоціації 8 %, а у третій — 0,2 %. Наведіть по два приклади електролітів з різних класів сполук, що можуть міститися в цих пробірках.

129^*. У додаткових джерелах знайдіть інформацію про залежність сили електролітів від природи речовини. Установіть залежність між будовою речовин і природою хімічних елементів, що їх утворюють, та силою електролітів.