Константа гидролиза равна отношению произведения концентраций
продуктов гидролиза к концентрации негидролизованной соли.

Пример 1. Вычислить степень гидролиза NH 4 Cl.

Решение: Из таблицы находим Кд(NH 4 ОН)=1,8∙10 -3 , отсюда

Кγ=Кв/Кд к = =10 -14 /1,8∙10 -3 = 5,56∙10 -10 .

Пример 2. Вычислить степень гидролиза ZnCl 2 по 1 ступени в 0,5 М растворе.

Решение: Ионное уравнение гидролиза Zn 2 + H 2 O ZnOH + + H +

Kд ZnOH +1=1,5∙10 -9 ; hγ=√(Кв/ [Кд осн ∙Cм]) = 10 -14 /1,5∙10 -9 ∙0,5=0,36∙10 -2 (0,36%).

Пример 3. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей: a) KCN; б) Na 2 CO 3 ; в) ZnSO 4 . Определите реакцию среды растворов этих солей.

Решение: а) Цианид калия KCN - соль слабой одноосновной кислоты (см. табл. I приложения) HCN и сильного основания КОН. При растворении в воде молекулы KCN полностью диссоциируют на катионы К + и анионы CN - . Катионы К + не могут связывать ионы ОН - воды, так как КОН - сильный электролит. Анионы же CN - связывают ионы Н + воды, образуя молекулы слабого элекролита HCN. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

CN - + Н 2 О HCN + ОН -

или в молекулярной форме

KCN + Н 2 О HCN + КОН

В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов ОН - , поэтому раствор KCN имеет щелочную реакцию (рН > 7).

б) Карбонат натрия Na 2 CO 3 - соль слабой многоосновной кислоты и сильного основания. В этом случае анионы соли СО 3 2- , связывая водородные ионы воды, образуют анионы кислой соли НСО - 3 , а не молекулы Н 2 СО 3 , так как ионы НСО - 3 диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Н 2 СО 3 . В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

CO 2- 3 +H 2 O HCO - 3 +ОН -

или в молекулярной форме

Na 2 CO 3 + Н 2 О NaHCO 3 + NaOH

В растворе появляется избыток ионов ОН - , поэтому раствор Na 2 CO 3 имеет щелочную реакцию (рН > 7).

в) Сульфат цинка ZnSO 4 - соль слабого многокислотного основания Zn(OH) 2 и сильной кислоты H 2 SO 4 . В этом случае катионы Zn + связывают гидроксильные ионы воды, образуя катионы основной соли ZnOH + . Образование молекул Zn(OH) 2 не происходит, так как ионы ZnOН + диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Zn(OH) 2 . В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-моле­кулярное уравнение гидролиза

Zn 2+ + Н 2 О ZnOН + + Н +

или в молекулярной форме

2ZnSO 4 + 2Н 2 О (ZnOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4

В растворе появляется избыток ионов водорода, поэтому раствор ZnSO 4 имеет кислую реакцию (рН < 7).

Пример 4. Какие продукты образуются при смешивании растворов A1(NO 3) 3 и К 2 СО 3 ? Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнение реакции.

Решение. Соль A1(NO 3) 3 гидролизуется по катиону, а К 2 СО 3 - по аниону:

А1 3+ + Н 2 О А1ОН 2+ + Н +

СО 2- 3 + Н 2 О НСО - з + ОН -

Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идет взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы Н + и ОН - образуют молекулу слабого электролита Н 2 О. При этом гидро­литическое равновесие сдвигается вправо и гидролиз каждой из взятых солей идет до конца с образованием А1(ОН) 3 и СО 2 (Н 2 СО 3). Ионно-молекулярное уравнение:

2А1 3+ + ЗСО 2- 3 + ЗН 2 О = 2А1(ОН) 3 + ЗСО 2

молекулярное уравнение: ЗСО 2 + 6KNO 3

2A1(NO 3) 3 + ЗК 2 СО 3 + ЗН 2 О = 2А1(ОН) 3

Все вещества можно разделить на электролиты и неэлектролиты. К электролитам относятся вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток (например, водные растворы или расплавы KCl, H 3 PO 4 , Na 2 CO 3). Вещества неэлектролиты при расплавлении или растворении электрический ток не проводят (сахар, спирт, ацетон и др.).

Электролиты подразделяются на сильные и слабые. Сильные электролиты в растворах или расплавах полностью диссоциируют на ионы. При написании уравнений химических реакций это подчеркивается стрелкой в одном направлении, например:

HCl→ H + + Cl -

Ca(OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -

К сильным электролитам относятся вещества с гетерополярной или ионной кристаллической структурой (таблица 1.1).

Таблица 1.1 Сильные электролиты

Слабые электролиты на ионы распадаются лишь частично. Наряду с ионами в расплавах или растворах данных веществ присутствуют в подавляющем большинстве недиссоциированные молекулы. В растворах слабых электролитов параллельно с диссоциацией протекает обратный процесс - ассоциация, т.е соединение ионов в молекулы. При записи уравнения реакции это подчеркивается двумя противоположно направленными стрелками.

CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +

К слабым электролитам относятся вещества с гомеополярным типом кристаллической решетки (таблица 1.2).

Таблица 1.2 Слабые электролиты

Равновесное состояние слабого электролита в водном растворе количественно характеризуют степенью электролитической диссоциации и константой электролитической диссоциации.

Степень электролитической диссоциации α представляет собой отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита:

Степень диссоциации показывает, какая часть от общего количества растворенного электролита распадается на ионы и зависит от природы электролита и растворителя, а также от концентрации вещества в растворе, имеет безразмерную величину, хотя обыкновенно ее выражают в процентах. При бесконечном разбавлении раствора электролита степень диссоциации приближается к единице, что соответствует полной, 100%-ной, диссоциации молекул растворенного вещества на ионы. Для растворов слабых электролитов α <<1. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью (α =1). Если известно, что в 0,1 М растворе уксусной кислоты степень электрической диссоциации α =0,0132, это означает, что 0,0132 (или 1,32%) общего количества растворённой уксусной кислоты продиссоциировало на ионы, а 0,9868 (или 98,68%) находится в виде недиссоциированных молекул. Диссоциация слабых электролитов в растворе подчиняется закону действия масс.

В общем виде обратимую химическую реакцию можно представить как:

a A + b B D d D + e E

Скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих частиц в степенях их стехиометрических коэффициентов. Тогда для прямой реакции

V 1 =k 1 [A] a [B] b ,

а скорость обратной реакции

V 2 =k 2 [D] d [Е] е.

В некоторый момент времени скорости прямой и обратной реакции выровняются, т.е.

Такое состояние называют химическим равновесием. Отсюда

k 1 [A] a [B] b = k 2 [D] d [Е] е

Сгруппировав постоянные величины с одной стороны, а переменные- с другой стороны, получим:

Таким образом, для обратимой химической реакции в состоянии равновесия произведение равновесных концентраций продуктов реакции в степенях их стехиометрических коэффициентов, отнесенное к такому же произведению для исходных веществ есть величина постоянная при данных температуре и давлении. Численное значение константы химического равновесия К не зависит от концентрации реагирующих веществ. Например, константу равновесия диссоциации азотистой кислоты в соответствии с законом действия масс можно записать в виде:

HNO 2 + H 2 OD H 3 O + + NO 2 -

Величину К а называют константой диссоциации кислоты, в данном случае азотистой.

Аналогично выражается и константа диссоциации слабого основания. Например, для реакции диссоциации аммиака:

NH 3 + H 2 O DNH 4 + + OH -

Величину К b называют константой диссоциации основания, в данном случае аммиака. Чем выше константа диссоциации электролита, тем сильнее электролит диссоциирует и тем выше концентрации его ионов в растворе при равновесии. Между степенью диссоциации и константой диссоциации слабого электролита существует взаимосвязь:

Это математическое выражение закона разбавления Оствальда: при разбавлении слабого электролита степень его диссоциации увеличивается.Для слабых электролитов при К ≤1∙ 10 -4 и С ≥0,1 моль/л используют упрощенное выражение:

К = α 2 ∙С или α

Пример1 . Вычислите степень диссоциации и концентрацию ионов и [ NH 4 + ] в 0,1 М растворе гидроксида аммония, если К NH 4 OH =1,76∙10 -5

Дано: NH 4 OH

К NH 4 OH =1,76∙10 -5

Решение :

Так как электролит является достаточно слабым (К NH 4 OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

или 1,33%

Концентрация ионов в растворе бинарного электролита равна C ∙α, так как бинарный электролит ионизирует с образованием одного катиона и одного аниона, то = [ NH 4 + ]=0,1∙1,33∙10 -2 =1,33∙10 -3 (моль/л).

Ответ: α=1,33 %; = [ NH 4 + ]=1,33∙10 -3 моль/л.

Теория сильных электролитов

Сильные электролиты в растворах и расплавах полностью диссоциируют на ионы. Однако экспериментальные исследования электропроводности растворов сильных электролитов показывают, что ее величина несколько занижена по сравнению с той электропроводностью, которая должна бы быть при 100 % диссоциации. Такое несоответствие объясняется теорией сильных электролитов, предложенной Дебаем и Гюккелем. Согласно этой теории, в растворах сильных электролитов между ионами существует электростатическое взаимодействие. Вокруг каждого иона образуется “ионная атмосфера” из ионов противоположного знака заряда, которая тормозит движение ионов в растворе при пропускании постоянного электрического тока. Кроме электростатического взаимодействия ионов, в концентрированных растворах нужно учитывать ассоциацию ионов. Влияние межионных сил создает эффект неполной диссоциации молекул, т.е. кажущейся степени диссоциации. Определенная на опыте величина α всегда несколько ниже истинной α. Например, в 0,1 М растворе Na 2 SO 4 экспериментальная величина α =45 %. Для учета электростатических факторов в растворах сильных электролитов пользуются понятием активности (а). Активностью иона называют эффективную или кажущуюся концентрацию, согласно которой ион действует в растворе. Активность и истинная концентрация связаны между собой выражением:

где f – коэффициент активности, который характеризует степень отклонения системы от идеальной из-за электростатических взаимодействий ионов.

Коэффициенты активности ионов зависят от величины µ, называемой ионной силой раствора. Ионная сила раствора является мерой электростатического взаимодействия всех ионов, присутствующих в растворе и равнаполовине суммы произведений концентраций (с) каждого из присутствующих в растворе ионов на квадрат его зарядового числа (z) :

В разбавленных растворах (µ<0,1М) коэффициенты активности меньше единицы и уменьшаются с ростом ионной силы. Растворы с очень низкой ионной силой (µ < 1∙10 -4 М) можно считать идеальными. В бесконечно разбавленных растворах электролитов активность можно заменить истинной концентрацией. В идеальной системе a = c и коэффициент активности равен 1. Это означает, что электростатические взаимодействия практически отсутствуют. В очень концентрированных растворах (µ>1М) коэффициенты активности ионов могут быть больше единицы. Связь коэффициента активности с ионной силой раствора выражается формулами:

При µ <10 -2

При 10 -2 ≤ µ ≤ 10 -1

0,1z 2 µ при 0,1<µ <1

Константа равновесия, выраженная через активности, называется термодинамической. Например, для реакции

a A + b B d D + e E

термодинамическая константа имеет вид:

Она зависит от температуры, давления и природы растворителя.

Поскольку активность частицы , то

где К С - концентрационная константа равновесия.

Значение К С зависит не только от температуры, природы растворителя и давления, но и от ионной силы m . Так как термодинамические константы зависят от наименьшего числа факторов то, следовательно, являются наиболее фундаментальными характеристиками равновесия. Поэтому в справочниках приводятся именно термодинамические константы. Величины термодинамических констант некоторых слабых электролитов приведены в приложении данного пособия. =0,024 моль/л.

С ростом заряда иона коэффициент активности и активность иона уменьшается.

Вопросы для самоконтроля:

1. Что такое идеальная система? Назовите основные причины отклонения реальной системы от идеальной.
2. Что называют степенью диссоциации электролитов?
3. Приведите примеры сильных и слабых электролитов.
4. Какая взаимосвязь существует между константой диссоциации и степенью диссоциации слабого электролита? Выразите её математически.
5. Что такое активность? Как связаны активность иона и его истинная концентрация?
6. Что такое коэффициент активности?
7. Как влияет заряд иона на величину коэффициента активности?
8. Что такое ионная сила раствора, ее математическое выражение?
9. Запишите формулы для расчета коэффициентов активности индивидуальных ионов в зависимости от ионной силы раствора.
10. Сформулируйте закон действия масс и выразите его математически.
11. Что такое термодинамическая константа равновесия? Какие факторы влияют на ее величину?
12. Что такое концентрационная константа равновесия? Какие факторы влияют на ее величину?
13. Как связаны термодинамическая и концентрационная константы равновесия?
14. В каких пределах могут изменяться величины коэффициента активности?
15. В чем заключаются основные положения теории сильных электролитов?

Степень электролитической диссоциации

Поскольку электролитическая диссоциация - процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с их ионами присутствуют и молекулы. Другими словами, различные электролиты, согласно теории С. Аррениуса, диссоциируют на ионы в различной степени. Полнота распада (сила электролита) характеризуется количественной величиной – степенью диссоциации.

Степень диссоциации (α – греческая буква альфа) -это отношение числа молекул, распавшихся на ионы ( n ), к общему числу растворенных молекул ( N ):

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1 или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Если же α = 20%, то это означает, что из 100 молекул данного электролита 20 распалось на ионы.

Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, от концентрации электролита, температуры.

1. Зависимость степени диссоциации от природы: чем полярнее химическая связь в молекуле электролита и растворителя, темсильнее выражен процесс диссоциации электролита на ионы и тем выше значение степени диссоциации.

2. Зависимость степени диссоциации от концентрации электролита : с уменьшением концентрации электролита, т.е. при разбавлении его водой, степень диссоциации всегда увеличивается.

3. Зависимость степени диссоциации от температуры : степень диссоциации возрастает при повышении температуры (повышение температуры приводит к увеличению кинетической энергии растворённых частиц, что способствует распаду молекул на ионы).

Сильные и слабые электролиты

В зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые. Электролиты со степенью диссоциации больше 30% обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 3 до 30% - средними, менее 3% - слабыми электролитами.

Классификация электролитов в зависимости от степени электролитической диссоциации (памятка)

Классификация электролитов	Сильные электролиты	Средние электролиты	Слабые электролиты
Значение степени диссоциации (α)	α >30%	3 %≤α≤30%	α <3%
Примеры	1. Растворимые соли; 2. Сильные кислоты (НСl, HBr, HI, НNО 3 , НClO 4 , Н 2 SO 4(разб.)); 3. Сильные основания – щёлочи.	H 3 PO 4 H 2 SO 3	1. Почти все органические кислоты (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH и др.); 2. Некоторые неорганические кислоты (H 2 CO 3 , H 2 S и др.); 3. Почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca 3 (PO 4) 2 ; Cu(OH) 2 ; Al(OH) 3 ; NH 4 OH); 4. Вода.

Электрический ток – направленное движение заряженных частиц – электронов или ионов.
Электролиты – это вещества, растворы или расплавы (в ЕГЭ чаще речь о растворах) которых проводят электрический ток, то есть содержат заряженные частицы. Свободных электронов в растворе не бывает, носителями заряда являются ионы. Электрический ток проводят расплавы веществ с ионной кристаллической решеткой.

К электролитам относятся:

• Кислоты
• Основания

Чем больше в растворе заряженных частиц, тем лучше он проводит электрический ток, т.е. чем больше молекул вещества диссоциирует, тем более сильным электролитом оно является.

Список сильных и слабых электролитов нужно знать наизусть!

Сильные электролиты (в растворах): 11

• Растворимые соли

FeCl 3 , CuSO 4 , K 2 CO 3 и т.д.

• Щелочи

8 растворимых гидроксидов: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ca(OH) 2 .

• Сильные кислоты

HI, HBr, HCl, H 2 SO 4(разб) , HNO 3 , HClO 4 , HClO 3 , HMnO 4 , H 2 CrO 4

Слабые электролиты:

• Слабые основания

нерастворимые гидроксиды, NH 3 ∙H 2 O, растворы аминов

• Слабые кислоты и кислоты средней силы

H 3 PO 4 , HF, H 2 SO 3 , H 2 CO 3 , H 2 S, H 2 SiO 3 , органические кислоты.

• Вода

H 2 O – очень слабый электролит, диссоциирует ничтожно мало. Чистая дистиллированная вода не проводит ток.

Неэлектролиты: большинство органических соединений, оксиды, вещества, в молекулах которых имеются только ковалентные неполярные или малополярные связи и т.д.

Сила электролита определяется степенью диссоциации. Рассмотрим соль А 2 В и кислоту Н 3 Х:

Диссоциация - всегда обратимый процесс.

Соли диссоциируют (обратимо распадаются на ионы) почти на 100%:

А 2 В ⇄ 2А + + В 2- . Так как все молекулы распались на ионы, из 1 моль АВ получилось 1 моль В 2- и 2 моль А + , то есть три моль ионов.

Многоосновные кислоты и основания диссоциируют ступенчато:

Н 3 Х ⇄ H + + H 2 X -

H 2 X - ⇄ HX 2- + H +

HX 2- ⇄X 3- + H +

При этом каждая следующая ступень диссоциации протекает хуже предыдущей, т.к. присутсвует конкурирующий процесс - обратная реакция. Порядок примерно такой: Из 1 моль молекул слабой кислоты по первой ступени диссоциировало 0,05 моль, по второй - 0,0002 моль и по третьей – 0,00000001 моль. Итого образовалось чуть больше 0,1 моль ионов.

Очевидно, этот раствор этой кислоты проводит ток хуже, чем раствор соли.

Пара вопросов для тренировки:

1) Какие частицы образутся при диссоциации нитрата натрия

а) Na + , N +5 , O -2 ; б) Na + , NO 3 - в) Na, NO 2 , O 2 г) NaNO 2 , O 2

Решение: нитрат натрия образован остатком азотной кислоты и катионом натрия. Уравнение его диссоциации: NaNO3 ⇄ Na + + NO 3 - . Ответ б).

2) В четырех пробирках находятся одномолярные растворы следующих веществ:

а) H 3 PO 4 б) Na 2 SO 4 в) NaCl г) HBr

В какой пробирке больше всего ионов?

Решение: a) ортофосфорная кислота – средней силы, диссоциирует слабо, большая часть молекул останутся в растворе молекулами.

б) сульфат натрия – соль, диссоциирует полностью, из одного моль соли олучается три моль ионов: Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + + SO 4 2- .

в) хлорид натрия – соль, диссоциирует полностью, из одного моль соли образуется два моль ионов: NaCl ⇄ Na + + Cl - .

г) бромоводородная кислота – сильная, но диссоциирует не полностью (в отличие от солей). В реакции HBr ⇄ H+ + Br- из одного моль HBr образуется меньше двух моль ионов.

, , 21 , , ,
, 25-26 , 27-28 , , 30, , , , , , , , /2003

§ 6.3. Сильные и слабые электролиты

Материал этого раздела частично вам знаком по ранее изученным школьным курсам химии и из предыдущего раздела. Кратко повторим, что вам известно, и познакомимся с новым материалом.

В предыдущем разделе мы обсуждали поведение в водных растворах некоторых солей и органических веществ, полностью распадающихся на ионы в водном растворе.
Имеется ряд простых, но несомненных доказательств того, что некоторые вещества в водных растворах распадаются на частицы. Так, водные растворы серной H 2 SO 4 , азотной HNO 3 , хлорной HClO 4 , хлороводородной (соляной) HCl, уксусной CH 3 COOH и других кислот имеют кислый вкус. В формулах кислот общей частицей является атом водорода, и можно предположить, что он (в виде иона) является причиной одинакового вкуса всех этих столь различных веществ.
Образующиеся при диссоциации в водном растворе ионы водорода придают раствору кислый вкус, поэтому такие вещества и названы кислотами. В природе только ионы водорода имеют кислый вкус. Они создают в водном растворе так называемую кислотную (кислую) среду.

Запомните, когда вы говорите «хлороводород», то имеете в виду газообразное и кристаллическое состояние этого вещества, но для водного раствора следует говорить «раствор хлороводорода», «хлороводородная кислота» или использовать общепринятое название «соляная кислота», хотя состав вещества в любом состоянии выражается одной и той же формулой – НСl.

Водные растворы гидроксидов лития (LiOH), натрия (NаОН), калия (КОН), бария (Ва(ОН) 2), кальция (Са(ОН) 2) и других металлов имеют одинаковый неприятный горько-мыльный вкус и вызывают на коже рук ощущение скольжения. По-видимому, за это свойство ответственны гидроксид-ионы ОН – , входящие в состав таких соединений.
Хлороводородная HCl, бромоводородная HBr и йодоводородная HI кислоты реагируют с цинком одинаково, несмотря на свой различный состав, т. к. в действительности с цинком реагирует не кислота:

Zn + 2НСl = ZnСl 2 + Н2,

а ионы водорода:

Zn + 2H + = Zn 2+ + Н 2 ,

и образуются газообразный водород и ионы цинка.
Смешивание некоторых растворов солей, например хлорида калия KCl и нитрата натрия NaNO 3 , не сопровождается заметным тепловым эффектом, хотя после выпаривания раствора образуется смесь кристаллов четырех веществ: исходных – хлорида калия и нитрата натрия – и новых – нитрата калия КNO 3 и хлорида натрия NaCl. Можно предположить, что в растворе две исходные соли полностью распадаются на ионы, которые при его выпаривании образуют четыре кристаллических вещества:

Сопоставляя эти сведения с электропроводностью водных растворов кислот, гидроксидов и солей и с рядом других положений, С.А.Аррениус в 1887 г. выдвинул гипотезу электролитической диссоциации, согласно которой молекулы кислот, гидроксидов и солей при растворении их в воде диссоциируют на ионы.
Изучение продуктов электролиза позволяет приписать ионам положительные или отрицательные заряды. Очевидно, если кислота, например азотная НNO 3 , диссоциирует, предположим, на два иона и при электролизе водного раствора на катоде (отрицательно заряженный электрод) выделяется водород, то, следовательно, в растворе имеются положительно заряженные ионы водорода Н + . Тогда уравнение диссоциации следует записать так:

НNO 3 = Н + + .

Электролитическая диссоциация – полный или частичный распад соединения при его растворении в воде на ионы в результате взаимодействия с молекулой воды (или другого растворителя).
Электролиты – кислоты, основания или соли, водные растворы которых проводят электрический ток в результате диссоциации.
Вещества, не диссоциирующие в водном растворе на ионы и растворы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами .
Диссоциация электролитов количественно характеризуется степенью диссоциации – отношением числа распавшихся на ионы «молекул» (формульных единиц) к общему числу «молекул» растворенного вещества. Степень диссоциации обозначается греческой буквой . Например, если из каждых 100 «молекул» растворенного вещества 80 распадаются на ионы, то степень диссоциации растворенного вещества равна: = 80/100 = 0,8, или 80%.
По способности к диссоциации (или, как говорят, «по силе») электролиты разделяют на сильные , средние и слабые . По степени диссоциации к сильным электролитам относят те из них, для растворов которых > 30%, к слабым – < 3%, к средним – 3% 30%. Сила электролита – величина, зависящая от концентрации вещества, температуры, природы растворителя и др.
В случае водных растворов к сильным электролитам ( > 30%) относят перечисленные ниже группы соединений.
1 . Многие неорганические кислоты, например хлороводородная НCl, азотная HNO 3 , серная H 2 SО 4 в разбавленных растворах. Самая сильная неорганическая кислота – хлорная НСlО 4 .
Сила некислородных кислот возрастает в ряду однотипных соединений при переходе вниз по подгруппе кислотообразующих элементов:

HCl – HBr – HI.

Фтороводородная (плавиковая) кислота HF растворяет стекло, но это вовсе не говорит о ее силе. Эта кислота из бескислородных галогенсодержащих относится к кислотам средней силы из-за высокой энергии связи Н–F, способности молекул HF к объединению (ассоциации) благодаря сильным водородным связям, взаимодействия ионов F – с молекулами НF (водородные связи) с образованием ионов и других более сложных частиц. В результате концентрация ионов водорода в водном растворе этой кислоты оказывается значительно пониженной, поэтому фтороводородную кислоту считают средней силы.
Фтороводород реагирует с диоксидом кремния, входящим в состав стекла, по уравнению:

SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O.

Фтороводородную кислоту нельзя хранить в стеклянных сосудах. Для этого используют сосуды из свинца, некоторых пластмасс и стекла, стенки которых покрыты изнутри толстым слоем парафина. Если для «травления» стекла использовать газообразный фтороводород, то поверхность стекла становится матовой, что используется для нанесения на стекло надписей и различных рисунков. «Травление» стекла водным раствором фтороводородной кислоты приводит к разъеданию поверхности стекла, которая остается прозрачной. В продаже обычно бывает 40%-й раствор плавиковой кислоты.

Сила однотипных кислородных кислот изменяется в противоположном направлении, например йодная кислота НIО 4 слабее хлорной кислоты НСlО 4 .
Если элемент образует несколько кислородных кислот, то наибольшей силой обладает кислота, в которой кислотообразующий элемент имеет самую высокую валентность. Так, в ряду кислот НСlО (хлорноватистая) – НСlО 2 (хлористая) – НСlО 3 (хлорноватая) – НСlО 4 (хлорная) последняя наиболее сильная.

Один объем воды растворяет около двух объемов хлора. Хлор (примерно половина его) взаимодействует с водой:

Cl 2 + H 2 O = HCl + HСlO.

Хлороводородная кислота является сильной, в ее водном растворе практически нет молекул HCl. Правильнее уравнение реакции записать так:

Cl 2 + H 2 O = H + + Cl – + HClO – 25 кДж/моль.

Образующийся раствор называют хлорной водой.
Хлорноватистая кислота – быстродействующий окислитель, поэтому ее применяют для отбеливания тканей.

2 . Гидроксиды элементов главных подгрупп I и II групп периодической системы: LiОН, NaОН, КОН, Са(ОН) 2 и др. При переходе вниз по подгруппе по мере усиления металлических свойств элемента сила гидроксидов возрастает. Растворимые гидроксиды главной подгруппы I группы элементов относят к щелочам.

Щелочами называют растворимые в воде основания. К ним относят также гидроксиды элементов главной подгруппы II группы (щелочно-земельные металлы) и гидроксид аммония (водный раствор аммиака). Иногда щелочами считают те гидроксиды, которые в водном растворе создают высокую концентрацию гидроксид-ионов. В устаревшей литературе вы можете встретить в числе щелочей карбонаты калия К 2 СО 3 (поташ) и натрия Na 2 CO 3 (сода), гидрокарбонат натрия NaHCO 3 (питьевая сода), буру Na 2 B 4 O 7 , гидросульфиды натрия NaHS и калия KHS и др.

Гидроксид кальция Са(ОН) 2 как сильный электролит диссоциирует в одну ступень:

Са(ОН) 2 = Са 2+ + 2ОН – .

3 . Почти все соли. Соль, если это сильный электролит, диссоциирует в одну ступень, например хлорид железа:

FeCl 3 = Fe 3+ + 3Cl – .

В случае водных растворов к слабым электролитам ( < 3%) относят перечисленные ниже соединения.

1 . Вода H 2 O – важнейший электролит.

2 . Некоторые неорганические и почти все органические кислоты: H 2 S (сероводородная), H 2 SO 3 (сернистая), H 2 CO 3 (угольная), HCN (циановодородная), Н 3 РО 4 (фосфорная, ортофосфорная), H 2 SiO 3 (кремниевая), H 3 BO 3 (борная, ортоборная), СН 3 СООН (уксусная) и др.
Заметим, что угольная кислота в формуле H 2 CO 3 не существует. При растворении углекислого газа СО 2 в воде образуется его гидрат СО 2 Н 2 О, который мы для удобства расчетов записываем формулой H 2 CO 3 , и уравнение реакции диссоциации выглядит так:

Диссоциация слабой угольной кислоты проходит в две ступени. Образующийся гидрокарбонат-ион также ведет себя как слабый электролит.
Точно так же ступенчато диссоциируют и другие многоосновные кислоты: Н 3 РО 4 (фосфорная), H 2 SiO 3 (кремниевая), H 3 BO 3 (борная). В водном растворе диссоциация практически проходит лишь по первой ступени. Как осуществить диссоциацию по последней ступени?
3 . Гидроксиды многих элементов, например Аl(OH) 3 , Cu(OH) 2 , Fe(OH) 2 , Fe(OH) 3 и др.
Все эти гидроксиды диссоциируют в водном растворе ступенчато, например гидроксид железа
Fe(OH) 3:

В водном растворе диссоциация проходит практически только по первой ступени. Как сместить равновесие в сторону образования ионов Fe 3+ ?
Осно"вные свойства гидроксидов одного и того же элемента усиливаются с уменьшением валентности элемента. Так, осно"вные свойства дигидроксида железа Fe(OH) 2 выражены сильнее, чем у тригидроксида Fe(OH) 3 . Это утверждение равносильно тому, что кислотные свойства Fe(OH) 3 проявляются сильнее, чем у Fe(OH) 2 .
4 . Гидроксид аммония NH 4 OH.
При растворении газообразного аммиака NH 3 в воде получается раствор, который очень слабо проводит электрический ток и имеет горько-мыльный вкус. Среда раствора осно"вная, или щелочная. Объясняется такое поведение аммиака следующим образом. При растворении аммиака в воде образуется гидрат аммиака NH 3 Н 2 О, которому условно мы приписываем формулу несуществующего гидроксида аммония NH 4 OH, считая, что это соединение диссоциирует с образованием иона аммония и гидроксид-иона ОН – :

NH 4 OH = + ОН – .

5 . Некоторые соли: хлорид цинка ZnCl 2 , тиоцианат железа Fe(NСS) 3 , цианид ртути Hg(CN) 2 и др. Эти соли диссоциируют ступенчато.

К электролитам средней силы некоторые относят фосфорную кислоту Н 3 РО 4 . Мы будем считать фосфорную кислоту слабым электролитом и записывать три ступени ее диссоциации. Серная кислота в концентрированных растворах ведет себя как электролит средней силы, а в очень концентрированных растворах – как слабый электролит. Мы далее будем считать серную кислоту сильным электролитом и записывать уравнение ее диссоциации в одну ступень.