Электролитическая диссоциация и ионные реакции в растворах

1. Основные понятия и степень диссоциации

Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при растворении в воде или расплавлении.

Степень диссоциации ($\alpha$)

Отношение числа распавшихся на ионы молекул ($N_{\text{дисс}}$) к общему числу растворенных молекул ($N_{\text{общ}}$):

$$\alpha = \frac{N_{\text{дисс}}}{N_{\text{общ}}} = \frac{n_{\text{дисс}}}{n_{\text{общ}}}$$

Или в процентах:

$$\alpha = \frac{n_{\text{дисс}}}{n_{\text{общ}}} \times 100\%$$

• Сильные электролиты: $\alpha \to 1$ ($\alpha > 30\%$) — полностью диссоциируют в растворе ($\text{HCl}$, $\text{HNO}_3$, $\text{NaOH}$, растворимые соли).
• Слабые электролиты: $\alpha \ll 1$ ($\alpha < 3\%$) — обратимо диссоциируют ($\text{CH}_3\text{COOH}$, $\text{H}_2\text{CO}_3$, $\text{NH}_3 \cdot \text{H}_2\text{O}$).

2. Константа диссоциации и Закон Оствальда

Константа диссоциации ($K_d$)

Для бинарного слабого электролита $MA \rightleftharpoons M^+ + A^-$:

$$K_d = \frac{[M^+][A^-]}{[MA]}$$

$K_d$ зависит только от природы вещества, растворителя и температуры, но не зависит от концентрации раствора.

Закон разбавления Оствальда

Связь между константой диссоциации ($K_d$), степенью диссоциации ($\alpha$) и молярной концентрацией ($C$):

$$K_d = \frac{\alpha^2 C}{1 - \alpha}$$

Для очень слабых электролитов ($\alpha \ll 1 \implies 1 - \alpha \approx 1$):

$$K_d \approx \alpha^2 C \implies \alpha = \sqrt{\frac{K_d}{C}}$$

3. Водородный показатель (pH)

Ионное произведение воды при $25^\circ\text{C}$:

$$K_w = [\text{H}^+][\text{OH}^-] = 10^{-14}$$

Водородный показатель ($\text{pH}$):

$$\text{pH} = -\lg[\text{H}^+]$$

$$\text{pOH} = -\lg[\text{OH}^-]$$

$$\text{pH} + \text{pOH} = 14$$

• Кислая среда: $[\text{H}^+] > 10^{-7} \implies \text{pH} < 7$
• Нейтральная среда: $[\text{H}^+] = 10^{-7} \implies \text{pH} = 7$
• Щелочная среда: $[\text{H}^+] < 10^{-7} \implies \text{pH} > 7$

4. Реакции ионного обмена (РИО)

Протекают практически до конца (необратимо), если в результате образуется:

1. Осадок ($\downarrow$)
2. Газ ($\uparrow$)
3. Малодиссоциирующее вещество / слабый электролит ($\text{H}_2\text{O}$)

Примеры написания уравнений РИО

1. С образованием осадка

Молекулярное уравнение:

$$\text{BaCl}_2 + \text{Na}_2\text{SO}_4 \to \text{BaSO}_4\downarrow + 2\text{NaCl}$$

Полное ионное уравнение:

$$\text{Ba}^{2+} + 2\text{Cl}^- + 2\text{Na}^+ + \text{SO}_4^{2-} \to \text{BaSO}_4\downarrow + 2\text{Na}^+ + 2\text{Cl}^-$$

Сокращенное ионное уравнение:

$$\text{Ba}^{2+} + \text{SO}_4^{2-} \to \text{BaSO}_4\downarrow$$

2. С выделением газа

Молекулярное уравнение:

$$\text{Na}_2\text{CO}_3 + 2\text{HCl} \to 2\text{NaCl} + \text{CO}_2\uparrow + \text{H}_2\text{O}$$

Сокращенное ионное уравнение:

$$\text{CO}_3^{2-} + 2\text{H}^+ \to \text{CO}_2\uparrow + \text{H}_2\text{O}$$

3. Нейтрализация (образование малодиссоциирующей воды)

Молекулярное уравнение:

$$\text{NaOH} + \text{HNO}_3 \to \text{NaNO}_3 + \text{H}_2\text{O}$$

Сокращенное ионное уравнение:

$$\text{OH}^- + \text{H}^+ \to \text{H}_2\text{O}$$

5. Гидролиз солей

Общий принцип: гидролиз идет по слабому иону (катиону или аниону).

Пример гидролиза по аниону (1-я ступень)

Молекулярное уравнение:

$$\text{Na}_2\text{CO}_3 + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NaHCO}_3 + \text{NaOH}$$

Сокращенное ионное уравнение:

$$\text{CO}_3^{2-} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{HCO}_3^- + \text{OH}^-$$