Электролитическая диссоциация
В первой половине XIX в. М. Фарадей ввел понятие об электролитах и неэлектролитах. Электролитами он назвал вещества, водные растворы которых проводят электрический ток, а неэлектролитами – вещества, водные растворы которых не проводят электрический ток.
Для объяснения свойств водных растворов электролитов шведский ученый С. Аррениус (1859–1927) в 1887 г. предложил теорию электролитической диссоциации.
Согласно этой теории, при растворении в воде электролиты распадаются на свободные ионы. Этот процесс назвали электролитической диссоциацией. Растворы веществ тогда становятся проводниками электрического тока, когда они содержат ионы (положительно или отрицательно заряженные частицы), которые в электрическом поле приходят в направленное движение.
При растворении электролитов происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы. Эти ионы связаны с молекулами воды, то есть являются гидратированными. Гидратированные ионы в растворе находятся в постоянном хаотическом движении. Если же в этот раствор поместить противоположно заряженные электроды, то положительные ионы начнут двигаться к катоду – их назвали катионами, а отрицательные будут двигаться к аноду – и потому их назвали анионами.
Электролитами могут быть только вещества с ионной и ковалентной полярной связями. Вы знаете такие вещества – это соли, основания, кислоты.
Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты
С. Аррениус для количественной характеристики электролитической диссоциации ввел понятие степени электролитической диссоциации, обозначаемой греческой буквой α.
Степень электролитической диссоциации – это отношение числа молекул электролита, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул.
Если α = 0, то вещество совсем не распадается на ионы, оно является неэлектролитом. К неэлектролитам относятся вещества с ковалентными
малополярными и неполярными связями, такие, как эфиры, углеводороды, кислород, азот и др.
Степень электролитической диссоциации может иметь значение от 0 до 1 (в процентах от 0 до 100 %).
Сильные электролиты – это такие электролиты, которые в водных растворах (даже концентрированных) практически полностью диссоциируют на ионы. У таких электролитов степень диссоциации стремится к 1 (100 %). К сильным электролитам относятся почти все соли, неорганические кислоты (HNO3, HCl, HBr, HI, HClO4, НМnО4, H2SO4), щелочи (LiOH, NaОН, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2, Ra(OH)2).
Слабые электролиты – это такие электролиты, которые в водных растворах не полностью диссоциируют на ионы. Их степень диссоциации значительно меньше 1 (100 %), в большинстве случаев она стремится к нулю. Но при разбавлении, как вы помните, степень диссоциации увеличивается.
К слабым электролитам относятся: многие неорганические кислоты (H2S, HF, H2CO3, H2SiO3, HNO2, H2SO3), органические кислоты, основания (за исключением щелочей), гидрат аммиака NH3 ∙ H2O, вода H2O, некоторые соли.
Различают три типа сред: нейтральную, щелочную, кислотную.
Нейтральная – это среда, в которой концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов:
[H+] = [ОН–] = 10–7 моль/л
Кислотная – это среда, в которой концентрация ионов водорода больше концентрации гидроксид-ионов:
[H+] > [OH–], [H+] > 10-7 моль/л
Щелочная – это среда, в которой концентрация ионов водорода меньше концентрации гидроксид-ионов:
[H+] < [OH–], [H+] < 10-7 моль/л
Для характеристики сред растворов удобно использовать так называемый водородный показатель pH (пэ-аш), введенный датским химиком Сёренсеном: р – начальная буква слова potenz — математическая степень, буква Н – химический знак водорода.
Водородным показателем pH называется отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода:
pH = –lg[H+]
Например, если [Н+] = 10–3 моль/л, то pH = 3, среда раствора кислотная; если [Н+] = 10–12 моль/л, то pH = 12, среда раствора щелочная; если [H+] = 10–7 моль/л, то pH = 7, среда нейтральная.
Чем pH меньше 7, тем больше кислотность раствора. Чем pH больше 7, тем больше щелочность раствора. Наглядно зависимость между концентрацией ионов водорода, значением pH и реакцией среды раствора показана на схеме:
Существуют различные методы измерения pH. Качественно тип среды и pH водных растворов электролитов определяют с помощью индикаторов – веществ, которые обратимо изменяют свой цвет в зависимости от среды растворов, то есть pH растворов. На практике, как вы знаете, для этого применяют такие индикаторы, как лакмус, метиловый оранжевый, фенолфталеин, универсальный.
Водородный показатель имеет большое значение в химических и биологических процессах, так как в зависимости от типа среды эти процессы могут протекать с разными скоростями и в разных направлениях.
Измерение pH крови или желудочного сока является диагностическим тестом в медицине. Отклонение pH от нормального значения даже на 0,01 единицы свидетельствует о патологии в организме. Во внутренней среде живых организмов значение pH постоянно.
Так, при нормальной кислотности желудочный сок имеет pH = 1,7 (сильнокислотная среда), pH крови человека равен 7,4 (слабощелочная среда), слюны – 7 (близка к нейтральной). Каждый фермент функционирует при определенном значении pH: каталаза крови при pH = 7; пепсин желудочного сока – при pН = 1,5–2 и т. д
