История открытия такого интересного явления в химии как электролитическая диссоциация началась в 1887 году, когда шведский химик Сванте Аренниус во время исследований электропроводности водных растворов, высказал предположение, что в подобных растворах вещества могут распадаться на заряженные частицы – ионы. Ионы эти пребывают в движении, передвигаясь к электродам, как положительно заряженному катоду, так и отрицательно заряженному аноду. Этот процесс распада и получил название электролитической диссоциации, именно он является причиной появления электрического тока в растворах.

Теория электролитической диссоциации

Классическая теория электролитической диссоциации, разработанная первооткрывателем С. Аренниусом совместно с В. Освальдом, прежде всего, предполагала, что распад молекул на ионы (собственно диссоциация) происходит под действием электрического тока. Впоследствии выяснилось, что это не совсем так, поскольку было выявлено существование ионов в водных растворах, независимо от того, проходил через них ток или нет. Тогда Сванте Аренниус сформировал новую теорию, суть ее заключается в том, что электролиты самопроизвольно распадаются на ионы под воздействием растворителя. А уже наличие ионов создают идеальные условия для электропроводности в растворе.

Примерно так выглядит электролитическая диссоциация схематично.

Большое значение электролитической диссоциации в растворах заключается в том, что она позволяет описывать свойства кислот, оснований и солей, и далее мы детально на этом остановимся

Электролитическая диссоциация кислот

Н 3 РО 4 ⇄ Н + Н 2 РО- 4 (первая ступень)
Н 2 РО 4 ⇄ Н + НРO 2 - 4 (вторая ступень)
Н 2 РО 4 ⇄ Н+ PО З - 4 (третья ступень)

Так выглядят химические уравнения электролитической диссоциации кислот. В примере показана электролитическая диссоциация фосфорной кислоты Н 3 РО 4 которая распадается на водород H (катион) и ионы анодов. Причем диссоциация много основных кислот проходит, как правило, только по первой ступени.

Электролитическая диссоциация оснований

Основания отличаются от кислот тем, что при их диссоциации в качестве катионов образуются гидроксид-ионы.

Пример уравнения химической диссоциации оснований

KOH ⇄ K + OH-; NH 4 OH ⇄ NH+ 4 + OH-

Основания, которые растворяются в воде, называют щелочами, их не так уж и много, в основном это основания щелочных и щелочноземельных , таких как LiOH, NaОН, КОН, RbОН, СsОН, FrОН и Са(ОН) 2 , Sr(ОН) 2 , Ва(ОН) 2 , Rа(ОН) 2

Электролитическая диссоциация солей

При электролитической диссоциации солей в качестве катионов образуются металлы, а также катион аммония NH 4 , а анионами стают кислотные остатки.

(NH 4) 2 SO 4 ⇄ 2NH+ 4 + SO 2 - 4 ; Na 3 PO 4 ⇄ 3Na + PO 3- 4

Пример уравнения электролитической диссоциации солей.

Электролитическая диссоциация, видео

И в завершение образовательное видео по теме нашей статьи.

Из истории создания и развития теории электролитической диссоциации

На протяжении всей истории развития химических знаний растворы постоянно были предметом изучения. Способность растворов многих веществ проводить электрический ток была открыта М. Фарадеем в начале XIX в. Гипотезы о диссоциации веществ на ионы высказывались К. Гротгусом (1805), А.У. Уильямсоном (1851), Р. Клаузиусом (1857), Г. Гельмгольцем (1 882). Однако все они ограничивались лишь предположением, не давая развернутых доказательств этой идеи. Например, немецкий физик Гельмгольц полагал, что все электролиты в растворах полностью распадаются на ионы. Однако эта гипотеза не объясняла, например, факта увеличения электропроводности растворов по мере их разбавления, как и многих других фактов, обнаруженных в экспериментальных исследованиях.

К 80-м годам XIX в. в науке накопилось много фактов, характеризующих поведение растворов, но не поддающихся объяснению.

Например, не удавалось объяснить, почему реакция нейтрализации между разными кислотами и щелочами в тех случаях, когда на 1 моль щелочи приходится 1 моль кислоты, всегда сопровождается одинаковым тепловым эффектом, равным 57 кДж.

Было установлено также, что растворы замерзают при более низкой температуре, чем чистые растворители. При этом понижение температуры замерзания всегда пропорционально числу частиц растворенного в единице объема вещества. Так, при растворении в 1000 г растворителя 1 моль вещества температура замерзания должна понижаться на 1,86 °С. Однако при определении температуры замерзания электролитов было обнаружено много несоответствий этим расчетно-экспериментальным данным. Например, раствор хлорида натрия, содержащий 1 моль вещества в 1 000 г растворителя, замерзает не при -1,86 °С, а при -3,36 °С.

Подобных фактов было накоплено немало. Требовалось дать им объяснение на основе новой системы теоретических взглядов.

Эту задачу и решил 29-летний шведский исследователь С.А. Аррениус. Многочисленные опыты и наблюдения, проведенные Аррениусом, а также научные результаты, полученные его коллегами (в первую очередь - теория разбавленных растворов Вант-Гоффа), позволили ему сформулировать положения физической теории электролитической диссоциации, согласно которым:

• вещества делятся на электролиты и неэлектролиты;
• при растворении в воде электролиты диссоциируют на ионы;
• образующиеся ионы и молекулы растворителя находятся в состоянии неупорядоченного теплового движения.

Эти положения объясняли многое, например перечисленные выше непонятные факты.

Пример 1. Одинаковое значение теплового эффекта реакций нейтрализации объясняется тем, что сущность всех таких реакций сводится к одному и тому же процессу: связыванию протонов и гидроксид-ионов и образованию молекул воды и, естественно, характеризуется одним и тем же тепловым эффектом:

Пример 2. Понижение точки замерзания растворов электоролитов происходит пропорционально числу частиц, содержащихся в растворе. Так, при диссоциации одного моля хлорида натрия образуются два моля ионов:

Причин диссоциации Аррениус не раскрыл. Теории электролитической диссоциации было суждено пройти путь от полного неприятия большинством ученых до полного признания. Д.И. Менделеев принадлежал к категорическим противникам идей Аррениуса и отстаивал идею образования соединений из молекул растворенного вещества и растворителя, т. е. предполагал, что растворы имеют химическую природу. Химическая, или гидратная, теория растворов противопоставлялась теории Аррениуса (физической). В дальнейшем синтез идей этих двух теорий привел к созданию современной теории растворов. Огромная роль в создании гидратной теории принадлежит представлениям о химической сущности процесса растворения, обоснованным русскими учеными Д.П. Коноваловым, И.А. Каблуковым и В.А. Кистяковским.

Теория Аррениуса включала следующие основные положения:

При растворении молекул неорганических и органических кислот, гидроксидов и солей распадаются (дисоциируют) на ионы:

HCl Н + + Cl –

NaOH Na + + OH –

K 2 SO 4 2K + + SO 4 2–

Ионы представляют собой заряженные частицы, которые состоят из отдельных атомов, или из группы атомов, или из группы атомов. Предполагалось, что ионы в растворе ведут себя подобно молекулам идеального газа, т.е. не взаимодействую друг с другом.

Физические причины, которые приводят к диссоциации, в теории Аррениуса не рассматривались. Не обсуждался также вопрос о том, почему заряженные частицы, на которые должны были бы распространяться законы электростатики, не взаимодействуют друг с другом в растворе.

Диссоциация молекул на ионы является неполной, т.е. не все молекулы электролита, а лишь некоторая их доля α, названная степенью диссоциации, распадается на ионы. Степень диссоциации связанная с коэффициентом Вант-Гоффа соотношением:

α = (1.1)

где, n – число ионов, на которое распадается одна молекула электролита.

Все качественные изменения, наблюдающиеся в растворах электролитов при увеличении или уменьшении концентрации, теория электролитической диссоциации связывает с изменением степени диссоциации.

Степень электролитической диссоциации рассматривается этой теорией как одна из основных количественных характеристик раствора электролита.

Между ионами и молекулами в растворе существует равновесие. К процессу электролитической диссоциации применим закон действующих масс и второй количественной характеристикой электролита является константа диссоциации.

Ее связь со степенью диссоциации можно рассмотреть на примере бинарного электролита МА, диссоциирующего по уравнению:

МА М + + А –

и поскольку С МА = С - С α " = С(1-α),

а,
, то константа электролитической диссоциации К по теории Аррениуса должна быть заменена следующим выражением:

К д =
(1.2)

Данное уравнение было выведено В. Оствальдом и выражало сущность его закона разведения, поскольку обратная величина молярной концентрации υ = 1/С называется разведением.

Константа К д для данного электролита по теории Аррениуса является постоянной и в отличие от степени диссоциации не должна зависеть от концентрации и определяется в первую очередь природой электролита. Поэтому, используя уравнение (1.2) можно рассчитать степень диссоциации электролита в зависимости от концентрации электролита.

Решая квадратное уравнение и учитывая, что α>0, получим:

α =
(1.3)

И как следует из уравнения (1.3), при С → 0 или К → ∞, α → 1 т.е. электролит становится полностью диссоциированным.

С другой стороны, при малых константах диссоциации и при не очень низких концентрациях электролита, когда К 2 << 4КС

α ≈ (1.4)

Соотношения (1.2) и (1.4) применимы только для бинарных электролитов.

4.1.3 Ионное равновесие в растворах электролитов

Теория Аррениуса позволила объяснить многие химические особенности растворов электролитов.

На ее основе было дано первое научное определение понятием «кислота» и «основание» согласно которым кислота (НА) это водородосодержащее соединение при диссоциации которого образуются ионы водорода, а основание – соединение, (МОН), при диссоциации которого образуются ионы гидроксила

HА Н + + А –

МOH М + + OH –

Это дало возможность рассматривать реакцию нейтрализации, как процесс взаимодействия ионов водорода кислоты и гидроксид иона основания с образованием воды, а в разбавленных растворах сильных кислот и сильных оснований, для которых была установлена их полная диссоциация, характеризоваться постоянным тепловым эффектом независимо от природы кислот и оснований.

Для процессов диссоциации кислоты НА и основания МОН закон Освальда можно записать в виде (1.2), где К д обозначает так называемую концентрационную константу кислоты (К А) или основания (К В)

К А =
(1.5)

К В =
(1.6)

Их значение определяется равновесными концентрациями. Так как константы обычно имеют довольно большие численные значения, то их удобно записывать в логарифмической шкале:

рК А = - lg K A

рК В = - lg K В (1.7)

Понятие константы равновесия может быть применимо непосредственно и к растворителям, молекулы которых способны распадаться на ионы. Например, концентрационную константу равновесия реакции диссоциации воды: H 2 ОН + +OH -

К Д =
(1.8)

Но так как очень незначительная часть молекул воды распадается на ионы, можно считать, что концентрация воды практически постоянна, тогда получим:

= (1.9)

Где, константа
, зависящая от температуры, называется ионным произведением воды. При 20 - 25 0 С

р
= - lg
≈ 14

Следовательно, при этой температуре концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов в чистой воде, а также в любом водном растворе электролита имеющим нейтральную реакцию, равны 10 -7 моль/л. Концентрацию ионов водорода, также принято выражать в логарифмической шкале, обозначая логарифм концентрации ионов водорода, взятый со знаком минус, символом рН.

рН = - lg

Наличие, хоть и очень небольших, концентраций ионов, образующихся при диссоциации растворителя, привод к их взаимодействию с ионами растворенных в данном растворе веществ и возникновению новых ионных равновесий. Это явление в общем случае называется сольволиз , а если растворитель – вода, тогидролиз .

Для соли слабой кислоты и сильного основания реакция гидролиза протекает по уравнению А - +H 2 ОНА + ОН - и характеризуется константой гидролиза.

К Г =
(1.10)

Поскольку
= const. Используя уравнения (1.5.) и (1.9) можно записать

К Г = (к-ты) (1.11)

Уравнение (1.11) показывает, что константа гидролиза тем больше, чем слабее кислота. Подобное соотношение можно получить и для гидролиза соли сильной кислоты и слабого основания. Уравнение гидролиза имеет вид

М + + H 2 О МОН + ОН +

а константа гидролиза

К Г =
(осн.) (1.12)

Вследствие зависимости
от температуры с ростом последней заметно возрастают константы гидролиза.

Следует также отметить, что в первом случае раствор будет иметь щелочную реакцию (рН > 7), а во втором – реакция раствора будет кислая (рН < 7).

Из сказанного ясно, что в случае растворения в воде соли сильной кислоты и сильного основания нейтральная реакция среды должна сохраняться.

Растворы, содержащие слабые кислоты и соли, образованные этими кислотами и сильными основаниями, или содержащие слабые основания и соли, образованные этими основаниями и сильными кислотами, обладают замечательным свойством противостоять изменению рН при добавлении к ним кислот или оснований. Это свойство называется буферным свойством растворов , а растворы, обладающие им –буферными растворами .

Рассмотрим водный раствор, содержащий уксусную кислоту и ацетат натрия. Добавим к этому раствору сильное основание, например гидроксид натрия. Произойдет реакция нейтрализации NaOH слабой кислотой.

СН 3 СООН + Na + + ОН – = СН 3 СОО ­– + Na + +Н 2 О

Благодаря чему кислотность раствора практически останется неизменной или изменится во много раз меньше, чем если бы мы добавили NaОН к раствору ацетата натрия.

Если же к буферному раствору добавить сильную кислоту, например НСl, то произойдет реакция взаимодействия с ацетатом натрия

СН 3 СОО – + Na + + Н + + Сl – = СН 3 СООН + Na + +Сl –

с образованием недиссоциированных молекул уксусной кислоты, т.е. с поглощением ионов водорода.

Изменение концентрации ионов водорода буферного раствора в результате добавки кислого или щелочного реагента рассчитать можно следующим образом.

Записывают константу равновесия уксусной кислоты

К к =
(1.13)

В этом уравнении концентрация недиссоциированных молекул очень слабо диссоциирующей уксусной кислоты практически равна аналитической концентрации кислоты (Ск), а концентрация ацетат-ионов равна аналитической концентрации полностью диссоциирующего ацетата натрия (Сс). Тогда

=
(1.14)

Хорошо известно, что растворы могут приобретать некоторые качества, которые не наблюдаются ни у одного из компонентов, взятых в индивидуальном виде. Так, водный раствор NaCl хорошо проводит электрический ток, тогда как ни чистая вода, ни сухая соль электропроводностью не обладают. В этой связи все растворенные вещества принято делить на два типа:

1) вещества, растворы которых обладают электропроводностью, называют электролитами ;

2) вещества, растворы которых не обладают электропро-водностью, называют неэлектролитами .

К неэлектролитам относятся оксиды, газы, большинство органи-ческих соединений (углеводороды, спирты, альдегиды, кетоны и др.).

К электролитам относится большинство неорганических и некоторые органические кислоты, основания и соли.

Появление электропроводности у растворов электролитов объяснил С. Аррениус, который в 1887 г. предложил теорию электролитической диссоциации:

Электролитической диссоциацией называется процесс распада электролита на ионы под действием молекул растворителя.

Главной причиной электролитической диссоциации является процесс сольватации (гидратации) ионов. Вследствие сольватации затрудняется обратный процесс рекомбинации ионов, называемый также ассоциацией или моляризацией .

В этой связи можно сформулировать некоторые положения:

1) диссоциации подвергаются вещества с ионным или близким к ионному типом химической связи;

2) процесс диссоциации сильнее протекает в полярном раство-рителе и слабее (если вообще возможен) в неполярном растворителе;

3) процесс диссоциации идет тем сильнее, чем выше диэлектри-ческая проницаемость растворителя.

В общем виде процесс электролитической диссоциации в воде можно представить следующим образом:

Kt n An m  (x  y )H 2 O ⇄ n m+  m n  ,

где Kt m + – положительно заряженный ион (катион );

An n  – отрицательно заряженный ион (анион ).

Величины x и y , отражающие количество молекул воды в гидрат-ных оболочках, варьируются в широких пределах в зависимости от природы и концентрации ионов, температуры, давления и т.д. В этой связи удобнее пользоваться упрощенными уравнениями электроли-тической диссоциации, т.е. без учета гидратации:

NaCl Na +  Cl  ;

CuSO 4 Cu 2+  SO 4 2  ;

K 3 PO 4 3K +  PO 4 3  .

Тем не менее, следует иметь в виду, что при диссоциации кислот в водных растворах образуются не свободные ионы H + , а достаточно устойчивые ионы гидроксония H 3 O + , поэтому уравнение диссоциации кислоты (например, HCl) должно выглядеть так:

HCl  H 2 O H 3 O +  Cl  .

Однако в химической литературе чаще встречается форма записи, отражающая только процесс распада электролита без учета эффекта гидратации. В дальнейшем мы также будем пользоваться упро-щенной терминологией.

Сильные и слабые электролиты

Количественной характеристикой процесса электролитической диссоциации является степень диссоциации.

Степенью диссоциации  называется отношение количества электролита, распавшегося на ионы (n ), к общему количеству электролита (n 0 ):

Величина  выражается в долях единицы или в % и зависит от природы электролита, растворителя, температуры, концентрации и состава раствора.

Особую роль играет растворитель: в ряде случаев при переходе от водных растворов к органическим растворителям степень диссоциации электролитов может резко возрасти или уменьшиться. В дальнейшем, при отсутствии специальных указаний, будем считать, что растворителем является вода.

По степени диссоциации электролиты условно разделяют на сильные ( > 30%), средние (3% <  < 30%) и слабые ( < 3%).

К сильным электролитам относят:

1) некоторые неорганические кислоты (HCl, HBr, HI, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4 и ряд других);

2) гидроксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных (Ca, Sr, Ba) металлов;

3) почти все растворимые соли.

К электролитам средней силы относят Mg(OH) 2 , H 3 PO 4 , HCOOH, H 2 SO 3 , HF и некоторые другие.

Слабыми электролитами считают все карбоновые кислоты (кроме HCOOH) и гидратированные формы алифатических и ароматических аминов. Слабыми электролитами являются также многие неоргани-ческие кислоты (HCN, H 2 S, H 2 CO 3 и др.) и основания (NH 3 ∙H 2 O).

Несмотря на некоторые совпадения, в целом не следует отождествлять растворимость вещества с его степенью диссоциации. Так, уксусная кислота и этиловый спирт неограниченно растворимы в воде, но в то же время первое вещество является слабым электро-литом, а второе  неэлектролит.

В первой половине ХlХ в. Фарадеем введено понятие об электролитах и неэлектролитах.

Электролитами он назвал вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток, а неэлектролитами - вещества, растворы и расплавы которых не проводят электрического тока.

Проводят электрический ток растворы солей, щелочей, кислот.

Не проводят электрический ток растворы сахара, спирта, глюкозы…

Почему же растворы электролитов проводят электрический ток?

Шведский ученый Сванте Аррениус, изучая электропроводность растворов различных веществ, пришел в 1887 г. к выводу, что причиной электропроводности является наличие в растворе ионов, которые образуются при растворении электролитов в воде.

Процесс распада электролитов на ионы при растворении их в воде или расплавлении называется электролитической диссоциацией.

С. Аррениус придерживался физической теории растворов, т.е. рассматривал процесс растворения веществ как простое распределение частиц растворяемого вещества в воде, при этом не учитывал взаимодействия его с водой и считал, что в растворе находятся свободные ионы. ТЭД объяснила многие явления, связанные со свойствами растворов, но не ответила на вопросы, почему одни вещества являются электролитами, а другие - нет, а также, какую роль в образовании ионов играет растворитель.

В отличии от него русские химики И.А. Каблуков и В.А. Кистяковский применили к объяснению ЭД химическую теорию Д.И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы. То есть в растворе находятся не свободные, а гидратированные ионы.

Молекулы воды представляют собой диполи (два полюса), так как атомы водорода расположены под углом 105 0 , благодаря чему молекула имеет угловую форму:

Как правило, легче всего диссоциируют вещества с ионной кристаллической решеткой, так как они уже состоят из готовых ионов. При их растворении диполи воды ориентируются противоположно заряженными концами вокруг положительных и отрицательных ионов электролита. Между ионами электролита и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В результате связь между ионами ослабевает, и происходит переход ионов из кристалла в раствор (рис.):

Схема ЭД хлорида натрия на гидратированные ионы

Очевидно, что последовательность процессов, происходящих при диссоциации веществ с ионной связью (солей и щелочей), будет такой:

• А) ориентация молекул - диполей воды около ионов кристалла;
• Б) гидратация (взаимодействие) молекул воды с ионами поверхностного слоя кристалла;
• В) диссоциация (распад) кристалла электролита на гидратированные ионы.

Упрощенно процесс можно отразить с помощью уравнения:

NаСl > Nа + + Сl - .

Аналогично диссоциируют и электролиты, в молекулах которых ковалентная полярная связь (например, молекулы хлороводорода НСl), только в этом случае под влиянием диполей воды происходит увеличение полярности связи, а затем разрыв ее с образованием ионов:

НСl > Н + + Сl - .

Св. Аррениус для количественной характеристики ЭД ввел понятие степени ЭД, обозначаемой греческой буквой б.

Степень электролитической диссоциации - это отношение числа молекул электролита, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул. электролит неэлектролит электролитическая диссоциация кислота

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях или в процентах. Если б = 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 ЭД может иметь значение от 0 до 1 (в процентах от 0 до 100%).

Если б = 1, или 100%, то электролит полностью распадается на ионы, это сильный электролит. К сильным электролитам относятся все растворимые соли, неорганические кислоты (НNО 3 , НСl, НВr, Нl, Н 2 SО 4 , НСlО 4), щелочи (LiОН, NаОН, КОН, Са(ОН) 2 , Ва(ОН) 2).

Слабые электролиты в водных растворах не полностью диссоциируют на ионы (б < 3%). К слабым электролитам относят органические кислоты, многие неорганические (Н 2 S, НF, Н 2 СО 3 , Н 2 SiО 3 , НNО 2 , Н 2 SО 3), основания (за исключением щелочей), NН 4 ОН, вода.

Степень ЭД зависит от природы электролита, температуры (с повышением температуры б увеличивается), концентрации электролита в растворе (разбавление раствора всегда усиливает б).

ВОПРОСЫ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ:

• 1) Почему раствор КОН проводит электрический ток, а раствор глюкозы нет?
• 2) Является ли соль СаСО 3 электролитом? Почему?
• 3) Почему при разбавлении раствора электролита степень его диссоциации увеличивается?
• 4) Докажите, что деление химических связей на ковалентную полярную и ионную условно.
• 5) Как объяснить электропроводимость водных растворов электролитов?

Основные положения ТЭД

• 1) При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на положительные и отрицательные ионы.
• 2) Под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к отрицательному полюсу источника тока - катоду, и поэтому называются катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся к положительному полюсу источника тока - аноду, и поэтому называются анионами.
• 3) Причиной диссоциации электролитов в водных растворах является его гидратация, то есть взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.
• 4) ЭД - процесс обратимый для слабых электролитов.
• 5) Химические свойства растворов электролита определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.

По характеру образующихся ионов различают три типа электролитов: кислоты, основания и соли.

Кислотами называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка:

НСl> Н + + Сl -

НNО 3 > Н + + NО 3 -

Н 2 SО 4 > 2Н + + SО 4 2-

Для фосфорной и других многоосновных кислот протекает ступенчатая диссоциация:

1-ая ступень - образование дигидрофосфат-ионов:

Н 3 РО 4 - Н + + Н 2 РО 4 - ,

2-ая ступень - образование гидрофосфат-ионов:

Н 2 РО 4 - - Н + + НРО 4 2- ,

3-ая ступень - образование фосфат-ионов:

НРО 4 2- - Н + + РО 4 3- .

Все кислоты объединяет, то что они при диссоциации обязательно образуют катионы водорода. Поэтому общие характерные свойства кислот - кислый вкус, изменение окраски индикаторов и др. - обусловлены именно катионами водорода.

Основаниями называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла и анионы гидроксогрупп ОН - :

NаОН - Nа + + ОН - ,

Са(ОН) 2 - Са 2+ + 2ОН -. .

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

• 1) Са(ОН) 2 > СаОН + + ОН - ,
• 2) СаОН + - Са 2+ + ОН - .

Все общие свойства оснований - мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов и др. - обусловлены общими дл всех оснований гидроксид-ионами ОН - .

Солями называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла (или аммония NН 4 +) и анионы кислотных остатков:

К 3 РО 4 > 3К + + РО 4 3- ,

NН 4 NО 3 > NН 4 + + NО 3 - .

В отличие от многоосновных кислот и многокислотных оснований соли диссоциируют сразу полностью, а не ступенчато.

Упражнения для самостоятельной работы:

• 1) Сравните по строению и свойствам:
  • А) Са 0 и Са 2+ ;Б) Н 2 0 и Н + .
• 2) Запишите уравнения диссоциации следующих электролитов: сульфата железа (lll); карбоната калия; фосфата аммония; нитрата меди (ll); гидроксида бария; фосфорной кислоты. Дайте названия ионов.
• 3) Какие из перечисленных ниже веществ будут диссоциировать: гидроксид железа (II), гидроксид калия, кремниевая кислота, азотная кислота, оксид серы (IV), сульфид натрия, сульфид железа (II)? Почему? Запишите возможные уравнения диссоциации.
• 4) В записи уравнений ступенчатой диссоциации серной кислоты для первой ступени используют знак >, а для второй - знак обратимости -. Почему?
• 5) Пользуясь таблицей растворимости, приведите примеры трех- четырех веществ, которые в растворах образуют сульфат-ион SO 4 2- . запишите уравнения диссоциации этих веществ.

Д/з: ответьте устно на вопросы:

• 1) Какие вещества относят к электролитам, а какие - к неэлектролитам?
• 2) Какие из следующих жидкостей проводят электрический ток: этиловый спирт, водный раствор глюкозы, гидроксид натрия, раствор кислорода в воде, карбоната калия, расплав гидроксида калия? Ответ объясните.
• 3) Что называется ЭД?
• 4) В чем сущность физической и химической теории растворов?
• 5) Какие ионы называют гидратированными?
• 6) Почему одни вещества являются электролитами, а другие нет?
• 7) Какую роль в образовании ионов играет вода?
• 8) Что такое степень ЭД? От чего она зависит?
• 9) Основные положения ТЭД.
• 10) Дать определение кислот, оснований и солей с точки зрения ТЭД.

Выполните упражнения в рабочих тетрадях письменно:

Составьте уравнения диссоциации веществ в возможных случаях:

NaOH, ZnO, H 2 S, Al(OH) 3 , BaSiO 3 , Cu(NO 3) 2 ,FePO 4 , AlCl 3 , CaSO 4 , SiO 2 , HNO 3 , (NH 4) 2 CO 3.