Теоретическое введение. Электролитами называют вещества (кислоты, основания, соли), которые в растворах диссоциируют на ионы и проводят электрический ток.

Электролитами называют вещества (кислоты, основания, соли), которые в растворах диссоциируют на ионы и проводят электрический ток.

Электролитическая диссоциация – распад молекул растворенного вещества на ионы под действием полярных молекул растворителя.

Кислоты – электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода:

HNО₂ H⁺ + NО₂^‾.

Основания – электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов:

NH₄OH NH₄⁺ + OH^‾.

Существуют электролиты, которые могут диссоциировать как кислоты и как основания. Такие электролиты называются амфотерными. К ним относятся Be(OH)₂, Zn(OH)₂, Pb(OH)₂, Sn(OH)₂, Al(OH)₃, Ga(OH)₃, Cr(OH)₃.

Диссоциацию растворимой части амфотерного электролита можно представить следующей схемой:

2H⁺ + BeO₂²⁻ Be(OH)₂ Be²⁺ + 2OH^‾.

Соли – электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от гидроксид-ионов:

Al₂(SO₄)₃ → 2Al³⁺ + 3SO₄^2‾;

средняя соль

NaHCO₃ → Na⁺ + HCO₃^‾;

кислая соль

CuOHCl CuOH⁺ + Cl^‾.

основная соль

Все электролиты делят на сильные и слабые. Сильные электролиты – это вещества, которые в водных растворах практически полностью диссоциируют на ионы. Сильными электролитами являются: все хорошо растворимые

соли, кислоты (H₂SO₄, HNO₃, HCl, HBr, HI, HClO₄), щелочи (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂).

Слабые электролиты – это вещества, которые в водных растворах не полностью диссоциируют на ионы. К слабым электролитам относятся: H₂O, NH₄OH; некоторые соли; кислоты CH₃COOH, HF, HNO₂, HCN, HClO, H₂SO₃, H₂CO₃, H₂S, H₃PO₄; все нерастворимые в воде основания, например Mg(OH)₂, Fe(OH)₃, Cu(OH)₂.

Реакции в растворах электролитов протекают между ионами. Обычно такие реакции изображаются при помощи ионно-молекулярных уравнений, порядок составления которых следующий:

а) записывают молекулярное уравнение реакции и в обеих частях уравнения подчеркивают вещества, которые не будут полностью диссоциировать на ионы (нерастворимые вещества, слабые электролиты, газы):

AgNO₃ + KCl = AgCl↓ + KNO₃;

б) составляют полное ионное уравнение реакции. Осадки, газы и слабые электролиты полностью на ионы не диссоциируют, поэтому в ионных уравнениях записываются в молекулярном виде:

Ag⁺ + NO₃^‾ + K⁺ + Cl^‾ = AgCl↓ + K⁺ + NO₃^‾;

в) составляют краткое ионное уравнение, сокращая одинаковые ионы с обеих сторон:

Ag⁺ + Clˉ = AgCl↓.

Реакции обмена в растворах сильных электролитов протекают до конца

или практически необратимо, когда ионы, соединяясь друг с другом, образуют вещества:

· нерастворимые (↓):

3CaCl₂ + 2Na₃PO₄ = Ca₃(PO₄)₂↓ + 6NaCl

3Ca²⁺ + 6Cl‾ + 6Na⁺ + 2PO₄^3- = Ca₃(PO₄)₂↓ + 6Na⁺ + 6Cl^‾

3Ca²⁺ + 2PO₄^3- = Ca₃(PO₄)₂↓;

· газообразные (↑):

2HCl + Na₂S = H₂S↑ + 2NaCl

2H⁺ + 2Cl^‾ + 2Na⁺ + S^2- = H₂S↑ + 2Na⁺ +2Cl^‾

2H⁺ + S^2- = H₂S↑;

· малодиссоциирующие (слабые электролиты):

H₂SO₄ + 2KNO₂ = 2HNO₂ + K₂SO₄

2H⁺ + SO₄²⁻ + 2К⁺ + 2NO₂^‾ = 2HNO₂ + 2K⁺ + SO₄²⁻

H⁺ + NO₂^‾ = HNO₂.

В тех случаях, когда нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, слабого электролита, реакции обмена не протекают.

Нередко встречаются процессы, в уравнениях которых с одной стороны равенства имеется малорастворимое соединение, а с другой – слабый электролит. Такие реакции протекают обратимо, причем равновесие смещается в сторону наименее диссоциировааных веществ. Так, равновесие в системе

Mg(OH)₂↓ + 2HCl MgCl₂ + 2H₂O

Mg(OH)₂↓ + 2H⁺ + 2Cl^‾ Mg²⁺ + 2Cl^‾ + 2H₂O

Mg(OH)₂↓ + 2H⁺ Mg²⁺ + 2H₂O

смещено вправо, в сторону малодиссоциированных молекул воды.