Электролиты и неэлектролиты в растворах

Если опустить электроды в стакан с дистиллированной водой, лампочка в простой электрической цепи почти не загорится. Но стоит растворить в воде немного поваренной соли или добавить кислоту, и ток начинает проходить. Причина не в самой воде и не в том, что раствор становится «сильнее». В жидкости появляются заряженные частицы, способные перемещаться к электродам. Такие частицы называют ионами, а вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называют электролитами.

Тема электролитов нужна для понимания реакций обмена, кислот и оснований, pH растворов и записи ионных уравнений. Важно отделять два вопроса: растворилось ли вещество в воде и образовало ли оно ионы. Сахар растворяется очень хорошо, но его раствор не относится к электролитам. Хлорид натрия тоже растворяется, однако в воде распадается на ионы Na⁺ и Cl⁻, поэтому раствор соли проводит ток.

Почему одни растворы проводят электрический ток

В металле носителями тока служат свободные электроны. В растворе ситуация иная: ток переносят положительно и отрицательно заряженные ионы. При подключении источника тока положительные ионы, катионы, движутся к отрицательному электроду, катоду. Отрицательные ионы, анионы, направляются к положительному электроду, аноду. Их упорядоченное движение и создаёт электрический ток в растворе.

Обычная вода проводит ток слабо, потому что лишь очень небольшая часть её молекул превращается в ионы H⁺ и OH⁻. В солёной воде ионов значительно больше. В твёрдом кристалле NaCl ионы удерживаются в кристаллической решётке и не могут свободно перемещаться, поэтому сухая соль ток не проводит. После растворения молекулы воды окружают ионы, отделяют их друг от друга, и движение становится возможным.

Проводимость зависит от числа ионов, их заряда и подвижности. Поэтому раствор одной и той же соли обычно проводит ток лучше при большей концентрации, если раствор ещё не слишком вязкий. Однако яркость лампочки в школьном опыте нельзя считать точной мерой концентрации: на неё влияют напряжение, электроды, температура и устройство прибора.

Какие вещества относят к электролитам

К основным классам электролитов относят кислоты, основания и соли. Для каждого из них характерно образование ионов в воде. Соляная кислота даёт катионы водорода и хлорид-ионы, гидроксид натрия даёт катионы натрия и гидроксид-ионы, а нитрат калия распадается на катионы калия и нитрат-ионы.

Кислоты: HCl → H⁺ + Cl⁻; H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄²⁻. В реальном водном растворе свободный протон присоединяется к молекуле воды и образует H₃O⁺, но в школьных уравнениях обычно используют сокращённую запись H⁺.

Основания: NaOH → Na⁺ + OH⁻; Ba(OH)₂ → Ba²⁺ + 2OH⁻. Растворимые основания называют щелочами. Их растворы содержат гидроксид-ионы и окрашивают фенолфталеин в малиновый цвет.

Соли: KNO₃ → K⁺ + NO₃⁻; CaCl₂ → Ca²⁺ + 2Cl⁻. Индексы в формуле соли показывают не число молекул, а соотношение ионов. Поэтому в уравнении диссоциации у хлорида кальция перед Cl⁻ появляется коэффициент 2.

Неэлектролиты: растворяются, но не дают ионов

Неэлектролиты часто имеют молекулярное строение. Их частицы могут хорошо смешиваться с водой, но остаются нейтральными молекулами. К ним относятся сахароза C₁₂H₂₂O₁₁, глюкоза C₆H₁₂O₆, этиловый спирт C₂H₅OH, глицерин и мочевина. Когда сахар исчезает в чае, молекулы сахарозы распределяются между молекулами воды, но на положительные и отрицательные ионы не распадаются.

Не следует делать вывод только по химической формуле. Наличие кислорода или водорода ещё не говорит о способности проводить ток. Например, этанол содержит группу OH, но не является основанием и в воде практически не образует OH⁻. Гидроксид натрия NaOH, напротив, представляет собой ионное соединение и сильный электролит. Различие определяется строением вещества и характером его взаимодействия с водой.

Что называют электролитической диссоциацией

Электролитическая диссоциация представляет собой распад электролита на ионы при растворении в воде или при плавлении. Для ионных соединений вода ослабляет притяжение между ионами в кристалле. Полярные молекулы воды ориентируются возле заряженных частиц: отрицательная сторона молекулы воды обращается к катиону, положительная к аниону. Образовавшиеся оболочки помогают ионам разойтись в растворе.

У кислот с ковалентными полярными связями механизм иной: под действием воды полярная связь разрывается гетеролитически, и возникают ионы. Для уксусной кислоты процесс можно записать так: CH₃COOH ⇄ CH₃COO⁻ + H⁺. Двусторонняя стрелка здесь существенна: часть молекул остаётся нераспавшейся, а в растворе устанавливается равновесие.

Диссоциация не является химической реакцией между солью и водой в обычном смысле. Состав вещества не меняется, меняется форма существования его частиц в растворе. При выпаривании воды ионы Na⁺ и Cl⁻ снова образуют кристаллы NaCl. Это отличает диссоциацию от реакции, в которой появляются новые вещества.

Сильные и слабые электролиты

Сильные электролиты в разбавленных растворах диссоциируют почти полностью. К ним относят большинство растворимых солей, сильные кислоты HCl, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, а также щелочи NaOH, KOH, Ba(OH)₂. В уравнениях их диссоциации используют стрелку вправо: Na₂SO₄ → 2Na⁺ + SO₄²⁻.

Слабые электролиты распадаются на ионы лишь частично. Среди них слабые кислоты, например угольная H₂CO₃ и уксусная CH₃COOH, слабое основание NH₃·H₂O, а также вода. Их растворы содержат ионы, но в меньшем количестве, поэтому проводят ток хуже. Для них ставят обратимую стрелку: H₂CO₃ ⇄ H⁺ + HCO₃⁻.

Сильный электролит не означает концентрированный, а слабый не означает разбавленный. Сила характеризует степень распада частиц на ионы, а концентрация показывает количество вещества в заданном объёме раствора. Очень разбавленный раствор HCl всё равно образован сильным электролитом, а концентрированный раствор уксусной кислоты остаётся раствором слабого электролита.

Как правильно записывать уравнения диссоциации

Сначала определяют, является ли вещество электролитом и растворимо ли оно в воде. Затем записывают ионы с их зарядами, расставляют коэффициенты и обязательно проверяют электрический баланс. Сумма зарядов справа должна совпадать с зарядом исходной частицы. У нейтрального вещества сумма зарядов всех ионов равна нулю.

Например, для фосфата натрия: Na₃PO₄ → 3Na⁺ + PO₄³⁻. Слева соединение нейтрально; справа три катиона дают общий заряд +3, а фосфат-ион имеет заряд −3. Для сульфата алюминия уравнение выглядит так: Al₂(SO₄)₃ → 2Al³⁺ + 3SO₄²⁻. Общий положительный заряд равен +6, отрицательный равен −6.

Многоосновные кислоты часто диссоциируют ступенчато. Фосфорная кислота отдаёт протоны последовательно: H₃PO₄ ⇄ H⁺ + H₂PO₄⁻; затем H₂PO₄⁻ ⇄ H⁺ + HPO₄²⁻. В школьных задачах полную суммарную запись применяют только тогда, когда это допускают условия и речь идёт о сильной кислоте.

Пример: что произойдёт при смешивании растворов

Рассмотрим реакцию растворов нитрата серебра и хлорида натрия. Молекулярное уравнение: AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃. Оба исходных вещества являются растворимыми сильными электролитами, поэтому в полном ионном уравнении их записывают в виде ионов: Ag⁺ + NO₃⁻ + Na⁺ + Cl⁻ → AgCl↓ + Na⁺ + NO₃⁻.

Ионы Na⁺ и NO₃⁻ до и после смешивания не изменились. Это ионы-наблюдатели, их сокращают. Получается сокращённое ионное уравнение: Ag⁺ + Cl⁻ → AgCl↓. Его смысл в том, что причиной реакции стало образование малорастворимого осадка хлорида серебра. Без знания о диссоциации составить такую запись невозможно.

Что важно не перепутать

Первое распространённое заблуждение: любое растворимое вещество является электролитом. Это неверно, поскольку сахар и спирт растворяются, но не образуют ионов. Второе: любое вещество с ионной решёткой проводит ток. В твёрдом состоянии его ионы неподвижны, поэтому проводимость появляется только в расплаве или растворе.

Также нельзя записывать в ионном виде осадки, газы, воду и слабые электролиты при составлении полного ионного уравнения. Например, AgCl остаётся формулой AgCl↓, а не разбивается на Ag⁺ и Cl⁻, потому что почти не растворяется. Уксусную кислоту в ионных уравнениях обычно оставляют как CH₃COOH, поскольку она слабый электролит.