Сильные и слабые электролиты

Электролиты — это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток благодаря наличию свободных ионов. Основой электрохимии является различие в степени диссоциации электролитов на ионы, что определяет их поведение в растворах, электрическую проводимость и химическую активность.

Критерий классификации

Разделение на сильные и слабые электролиты основано на степени диссоциации, то есть на доле молекул, распадающихся на ионы при растворении:

• Сильные электролиты — практически полностью диссоциируют в растворе (степень диссоциации α близка к 1).
• Слабые электролиты — частично диссоциируют (значения α варьируются от тысячных долей до нескольких процентов).

Такая классификация носит условный характер, так как степень диссоциации зависит от концентрации, температуры и природы растворителя, однако она удобна для практического использования.

Сильные электролиты

К числу сильных электролитов относятся:

• Сильные кислоты: HCl, HNO₃, H₂SO₄ (в первой ступени диссоциации), HClO₄.
• Растворимые основания (щелочи): NaOH, KOH, Ba(OH)₂.
• Большинство солей: NaCl, KBr, KNO₃, CuSO₄.

Их растворы характеризуются высокой электропроводностью, отсутствием зависимости концентрации ионов от равновесия диссоциации и подчиняются правилам электролитической проводимости. Для сильных электролитов удобно использовать уравнения, основанные на линейной зависимости между молярной проводимостью и корнем квадратным из концентрации (закон Кольрауша).

Особенностью поведения сильных электролитов является то, что равновесие диссоциации практически полностью смещено вправо, а константа равновесия диссоциации стремится к бесконечности. Поэтому их удобно рассматривать как источники свободных ионов, не принимая во внимание недиссоциированные молекулы.

Слабые электролиты

Слабые электролиты характеризуются наличием значительной доли недиссоциированных молекул в растворе. К ним относятся:

• Слабые кислоты: HF, H₂CO₃, H₂S, CH₃COOH и другие органические кислоты.
• Слабые основания: NH₃·H₂O, органические амины.
• Некоторые малорастворимые соли: AgCl, PbSO₄.

В их растворах устанавливается динамическое равновесие между молекулами и ионами:

AB ⇌ A⁺ + B⁻

Константа равновесия диссоциации (Kд) служит количественной мерой силы слабого электролита. Она зависит только от температуры и природы вещества, но не зависит от его концентрации.

Для слабых электролитов справедлив закон разбавления Оствальда:

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

где C — молярная концентрация раствора, α — степень диссоциации.

Этот закон позволяет рассчитать степень ионизации слабого электролита при заданной концентрации и, следовательно, определить его электропроводность. При сильном разбавлении раствора слабые электролиты ионизируются в большей степени, что объясняет рост их проводимости при уменьшении концентрации.

Сравнительные свойства

1. Электропроводность: растворы сильных электролитов обладают высокой проводимостью, слабых — значительно меньшей.
2. Зависимость от концентрации: у сильных электролитов концентрация ионов близка к концентрации вещества; у слабых электролитов число ионов определяется равновесием.
3. Влияние разбавления: для сильных электролитов разбавление почти не меняет степень ионизации, но уменьшает проводимость раствора из-за меньшего числа ионов в объёме; для слабых электролитов разбавление резко увеличивает степень ионизации.
4. Термодинамические параметры: энергия Гиббса и энтальпия диссоциации у слабых электролитов конечны, тогда как у сильных процессы протекают фактически необратимо.

Практическое значение

Разделение электролитов на сильные и слабые имеет фундаментальное значение в:

• аналитической химии (методы титриметрии, расчёты pH);
• биохимии (понимание роли слабых электролитов — аминокислот, органических кислот, фосфатов);
• промышленной электрохимии (выбор электролитов для электролиза и гальванических процессов).

Правильное понимание природы сильных и слабых электролитов позволяет предсказывать протекание реакций в растворе, управлять скоростью и направлением электрохимических процессов и корректно рассчитывать параметры химических равновесий.