Классификация электролитов. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Степень электролитической диссоциации Классификация электролитов по значениям степени диссоциации

1 К сильным электролитам относятся электролиты, у которых α > 30 %:

а) все щелочи (основания, образованные металлами s-семейства, за исключением бериллия и магния): LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH) 2 , Ba(OH) 2 – практически диссоциируют нацело.

Основания диссоциируют в растворе с образованием катиона металла и гидроксид – ионов.

NaOH → Na + + OH – ;

Ba(OH) 2 → BaOH + + OH – .

Диссоциация многих сильных электролитов по второй стадии протекает не столь активно, как по первой. Поэтому этот процесс можно записать следующим образом:

BaOH + Ba 2 + + OH – .

Суммарное уравнение процесса:

Ba(OH) 2 → Ba 2 + + 2OH – .

б) некоторые кислоты, например: HCl, HClО 4 , HBr, HJ, HNO 3 , H 2 SO 4 .

Кислоты диссоциируют в растворе с образованием ионов водорода и ионов кислотных остатков (т. к. связь между катионом водорода и кислотным остатком более полярная, нежели между ионами в самом кислотном остатке).

HCl → H + + Cl – ;

H 2 SO 4 → H + + HSO 4 – ;

HSO 4 – H + + SO 4 2– (серная кислота по второй стадии диссоциирует хуже, чем по первой, поэтому ставится знак обратимости « »).

Условно суммарное уравнение процесса можно записать как:

H 2 SO 4 → 2H + + SO 4 2– .

в) растворимые соли (α ~ 100 %)

В солях составными частями являются атомы металлов и кислотные остатки. Именно на эти ионы и происходит распад солей при расплавлении или растворении в воде.

Na 3 PO 3 → 3Na + + PO 3 3 – .

г) кислые, основные и комплексные соли при диссоциации по первой ступени.

Кислые соли распадаются на катионы металла и анионы кислотного остатка:

К 2 HРО 3 → 2К + + HРО 3 2 – .

При чем по принципу электростатического притяжения ион(ы) водорода (Н +) остается рядом именно с анионом кислотного остатка (КО n –), а не с катионом металла (Ме n +).

Основные соли распадаются на катионы металла, связанные с гидроскогруппой, и анионы кислотного остатка:

Al(OH) 2 Cl → Al(OH) 2 + + Cl – .

При чем по принципу электростатического притяжения гидроксогруппа(ы) (ОН –) остается рядом именно с катионом металла (Ме n +) , а не с анионом кислотного остатка (КО n –).

Комплексные соли распадаются на ионы внешней сферы и комплексный ион (поскольку связь между ионом внешней сферы и комплексным ионом, как правило, ковалентная полярная или ионная, а между ионами или молекулами в самом комплексном ионе чаще донорно – акцепторная).

K 3 → 3K + + 3– .

2 Слабые электролиты диссоциируют плохо, их α < 3%.

Диссоциация слабых электролитов протекает обратимо, а если при распаде молекулы образуется три и более иона – то еще и ступенчато.

К слабым электролитам можно отнести:

а) все остальные основания:

NН 4 OH NН 4 + + OH – ;

Bе(OH) 2 BеOH + + OH – ;

BеOH + Bе 2 + + OH – ;

б) большинство остальных кислот:

HCN Н + + CN – ;

H 2 СO 3 H + + HСO 3 – ;

HСO 3 – H + + СO 3 2– ;

в) все нерастворимые растворимые соли:

AgCl Ag + + Cl – ;

BaSO 4 Ba 2 + + SO 4 2– ;

г) кислые, основные и комплексные соли при диссоциации по второй и последующим стадиям (первая стадия, как мы помним, протекает необратимо).

Кислая соль:

К 2 HРО 3 → 2К + + HРО 3 2 – ;

HРО 3 2 – H + + РО 3 3 – .

Количество стадий, следующих за первой, определяется количеством ионов водорода, оставшихся рядом с кислотным остатком.

Основная соль:

Al(OH) 2 Cl → Al(OH) 2 + + Cl – ;

Al(OH) 2 + AlOH 2 + + ОН – ;

AlOH + Al 3 + + ОН – .

Количество стадий, следующих за первой, определяется количеством гидроксогрупп, оставшихся рядом с катионом металла.

Комплексные соли:

3– Fe 3+ + 6CN – .

3 Электролиты средней силы имеют α от 3 % до 30 %

1.1.5 Константа диссоциации. Процесс диссоциации слабых электролитов является обратимым и в системе существует динамическое равновесие, которое может быть описано константой равновесия, выраженной через концентрации образующихся ионов и непродиссоциировавших молекул, называемой константой диссоциации. Т.е. константа электролитической диссоциации – это не что иное, как константа химического равновесия, применимая к распаду слабого электролита. Для некоторого электролита, распадающегося в растворе на ионы в соответствии с уравнением:

А a В b aА x + + bВ y –

константа диссоциации выразится следующим соотношением:

Константа диссоциации (K D или просто К) – отношение произведения равновесных концентраций ионов в степени соответствующих стехиометрических коэффициентов к концентрации недиссоциированных молекул.

Она является константой равновесия процесса электролитической диссоциации; характеризует способность вещества распадаться на ионы: чем выше K D , тем больше концентрация ионов в растворе.

В многоосновных кислотах и многоокислотных основаниях диссоциация происходит ступенчато, причем каждая ступень характеризуется своей величиной степени диссоциации. Так, ортофосфорная кислота диссоциирует по трем ступеням (таблица 1).

Таблица 1 – Диссоциация ортофосфорной кислоты

Константа диссоциации K д		Степень диссоциации α
	К 1 = 7,1∙10 –3
	К 2 = 6,2∙10 –8
	К 3 = 5,0∙10 –13

Как видно, K D 1 > K D 2 > K D 3 . Следовательно, наиболее полно диссоциация протекает по первой стадии, поскольку: 1) ион проще оторвать от нейтральной молекулы, чем от заряженного иона: ионы водорода H + значительно сильнее притягиваются к трехзарядному иону РО 3– и двухзарядному иону НРО 2– , чем к однозарядному НРО – ; 2) происходит подавление диссоциации, протекающей по второй и последующим стадиям, ионами, образующимися при распаде молекулы по первой ступени (происходит смещение равновесия диссоциации влево за счет одноименных ионов, в случае с фосфорной кислотой – ионами водорода).

Отсюда следует, что распад электролита на ионы протекает, в основном, по первой ступени и в растворе ортофосфорной кислоты будут находиться преимущественно ионы Н + и НРО 2– .

1.1.6 Взаимосвязь константы диссоциации и степени диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Запишем еще раз уравнение диссоциации бинарного соединения, относящегося к слабым электролитам:

АВ А + + В – .

Запишем выражение его константы диссоциации:

К =
.

Если общую концентрацию слабого электролита обозначить С , то равновесные концентрации А + и В – равны α ·С , а концентрация недиссоциированных молекул АВ – (С – α ·С ) = (1 – α )∙С . Тогда выражение (2) в этом случае можно переписать следующим образом:

Таким образом, степень диссоциации слабого электролита обратно пропорциональна концентрации и прямо пропорциональна разбавлению раствора; выражение (5) называют законом разбавления Оствальда: степень диссоциации слабого электролита в растворе тем выше, чем более разбавлен раствор.

1.1.7 Смещение равновесия диссоциации слабого электролита. Равновесие в растворах электролитов, как и всякое химическое равновесие, сохраняется неизменным, пока определяющие его условия не меняются, а изменение условий влечет за собой нарушение равновесия.

Так, равновесие нарушается при изменении концентрации одного из участвующих в этом равновесии ионов: при ее увеличении происходит процесс, в ходе которого эти ионы связываются. Например, если в раствор хлорноватистой кислоты, являющейся слабым электролитом и диссоциирующей обратимо по схеме

HClO H + + Cl –

ввести какую-либо соль этой кислоты, являющуюся сильным электролитом и диссоциирующую необратимо (например, NaCl → Na + + Cl –) и тем самым увеличить концентрацию ионов Cl – , то, в соответствии с принципом Ле Шателье, равновесие смещается влево, т. е. степень диссоциации хлорноватистой кислоты уменьшается. Отсюда следует, что введение в раствор слабого электролита одноименных ионов (т. е. ионов, одинаковых с одним из ионов электролита) уменьшает степень диссоциации этого электролита. В данном случае уменьшение степени диссоциации хлорноватистой кислоты будет происходить и в случае добавления к ней любой сильной кислоты, содержащей ионы водорода Н + .

Наоборот, уменьшение концентрации одного из ионов вызывает диссоциацию нового количества молекул. Например, при введении в раствор указанной кислоты гидроксид-ионов (образующихся при диссоциации, например, NаOH → Na + + ОН –) , связывающих ионы водорода, диссоциация кислоты возрастает за счет смещения равновесия диссоциации вправо.

На основании рассмотренных примеров можно сделать общий вывод. Обязательным условием протекания реакций между электролитами является удаление из раствора тех или иных ионов, например, вследствие образования слабо диссоциирующих веществ или веществ, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа. Иначе говоря, реакции в растворах электролитов всегда идут в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых веществ.

Вещества, которые в растворах или расплавах полностью или частично распадаются на ионы, называются электролитами .

Степень диссоциации a
- это отношение числа молекул, распавшихся на ионы N¢ к общему числу растворенных молекул N:

Степень диссоциации выражают в процентах или в долях единицы. Если a =0, то диссоциация отсутствует и вещество не является электролитом. В случае если a =1, то электролит полностью распадается на ионы.

Классификация электролитов

Согласно современным представлениям теории растворов все электролиты делятся на два класса: ассоциированные (слабые) и неассоциированные (сильные). Неассоциированные электролиты в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Для этого класса электролитов a близко к единице (к 100 %). Неассоциированными электролитами являются, например, HCl, NaOH, K 2 SO 4 в разбавленных водных растворах.

Ассоциированные электролиты подразделяются на три типа:

Слабые электролиты существуют в растворах как в виде ионов, так и в виде недиссоциированных молекул. Примерами ассоциированных электролитов этой группы являются, в частности, Н 2 S, Н 2 SO 3 , СН 3 СOОН в водных растворах.

Ионные ассоциаты образуются в растворах путем ассоциации простых ионов за счет электростатического взаимодействия. Ионные ассоциаты возникают в концентрированных растворах хорошо растворимых электролитов. В результате в растворе находятся как простые ионы, так и ионные ассоциаты. Например, в концентрированном водном растворе КCl образуются простые ионы К + , Cl - , а также возможно образование ионных пар (К + Cl - ), ионных тройников (K 2 Cl + , KCl 2 - ) и ионных квадруполей (K 2 Cl 2 , KCl 3 2- , K 3 Cl 2+).

Комплексные соединения

При таком подходе один и тот же электролит может относиться к различным типам в зависимости от концентрации раствора, вида растворителя и температуры. Подтверждением этому являются данные, приведенные в таблице.

Характеристика растворов KI в различных растворителях

Приближенно, для качественных рассуждений можно пользоваться устаревшим делением электролитов на сильные и слабые. Выделение группы электролитов “средней силы” не имеет смысла. Эти электролиты являются ассоциированными. К слабым электролитам обычно относят электролиты, степень диссоцииации которых мала a <<1.

Таким образом, к сильным электролитам относятся разбавленные водные растворы почти всех хорошо растворимых в воде солей, многие разбавленные водные растворы минеральных кислот (НС1, HBr, НNО 3 , НС1O 4 и др.), разбавленные водные растворы гидроксидов щелочных металлов. К слабым электролитам принадлежат все органические кислоты в водных растворах, некоторые водные растворы неорганических кислот, например, H 2 S, HCN, H 2 CO 3 , HNO 2 , HСlO и др. К слабым электролитам относится и вода.

Диссоциация электролитов

Уравнение реакции диссоциации сильного электролита можно представить следующим образом. Между правой и левой частями уравнения реакции диссоциации сильного электролита ставится стрелка или знак равенства:

HCl H + + Cl - .

Na 2 SO 3 = 2Na + + SO 3 2- .

Допускается также ставить знак обратимости, однако в этом случае указывается направление, в котором смещается равновесие диссоциации, или указывается, что a 1. Например:


		Na + + OH - .

Диссоциация кислых и основных солей в разбавленных водных растворах протекает следующим образом:

NaHSO 3 Na + + HSO 3 - .

Анион кислой соли будет диссоциировать в незначительной степени, поскольку является ассоциированным электролитом:

HSO 3 - H + + SO 3 2- .

Аналогичным образом происходит диссоциация основных солей:

Mg(OH)Cl MgOH + + Cl- .

Катион основной соли подвергается дальнейшей диссоциации как слабый электролит:

MgOH + Mg 2+ + OH - .

Двойные соли в разбавленных водных растворах рассматриваются как неассоциированные электролиты:

KAl(SO 4) 2 K + + Al 3+ + 2SO 4 2- .

Комплексные соединения в разбавленных водных растворах практически полностиью диссоциируют на внешнюю и внутреннюю сферы:

K 3 3K + + 3- .

В свою очередь, комплексный ион в незначительной степени подвергается дальнейшей диссоциации:

3- Fe 3+ + 6CN - .

Константа диссоциации

При растворении слабого электролита АК в растворе установится равновесие:

КА К + + А - ,

которое количественно описывается величиной константы равновесия К д, называемой константой диссоциации:

Константа диссоциации характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем больше ионов в растворе слабого электролита. Например, в растворе азотистой кислоты HNO 2 ионов Н + больше, чем в растворе синильной кислоты HCN, поскольку К(HNO 2) = 4,6·10 - 4 , а К(HCN) = 4,9·10 - 10 .

Для слабых I-I электролитов (HCN, HNO 2 , CH 3 COOH) величина константы диссоциации К д связана со степенью диссоциации и концентрацией электролита c уравнением Оствальда:

Для практических расчетов при условии, что <<1 используется приближенное уравнение

Поскольку процесс диссоциации слабого электролита обратим, то к нему применим принцип Ле Шателье. В частности, добавление CH 3 COONa к водному раствору CH 3 COOH вызовет подавление собственной диссоциации уксусной кислоты и уменьшение концентрации протонов. Таким образом, добавление в раствор ассоциированного электролита веществ, содержащих одноименные ионы, уменьшает его степень диссоциации.

Следует отметить, что константа диссоциации слабого электролита связана с изменением энергии Гиббса в процессе диссоциации этого электролита соотношением:

D G T 0 = - RTlnK д. (13.5)

Уравнение (13.5) используется для расчета констант диссоциации слабых электролитов по термодинамическим данным.

Примеры решения задач
Определить концентрацию ионов калия и фосфат-ионов в 0,025 М растворе K 3 PO 4 .

Решение. K 3 PO 4 – сильный электролит и в водном растворе диссоциирован нацело:

K 3 PO 4 3 К + + РО 4 3- .

Следовательно, концентрации ионов К + и РО 4 3- равны соответственно 0,075М и 0,025М.

Определить степень диссоциации a д и концентрацию ионов ОН - (моль/л) в 0,03 М растворе NH 4 OH при 298 К, если при указанной температуре К д (NH 4 OH) = 1,76× 10 - 5 .

Решение. Уравнение диссоциации электролита: NH 4 OH NH 4 + + OH - .

Концентрации ионов: = ca ; = ca , где c – исходная концентрация NH 4 OH моль/л. Следовательно:

Поскольку a << 1, то К д » сa 2 . Константа диссоциации

зависит от температуры и от природы растворителя, но не зависит от концентрации растворов NH 4 OH. Закон разбавления Оствальда выражает зависимость a слабого электролита от концентрации.

или 2,4 %

Откуда = 2,4·10 - 2 ·0,03 = 7,2·10 -4 моль/л.

Определить константу диссоциации уксусной кислоты, если степень диссоциации CH 3 CОOH в 0,002 М растворе равна 9,4 %.

Решение. Уравнение диссоциации кислоты:

CH 3 CОOH СН 3 СОО - + Н + .

Откуда [Н + ] = 9,4·10 - 2 ·0,002 = 1,88·10 - 4 М.

Так как = [Н + ] и » c исх (CH 3 CОOH), то

Константу диссоциации можно также найти по формуле: К д » ca 2 .

Константа диссоциации HNO 2 при 298К равна 4,6× 10 - 4 . Найти концентрацию азотистой кислоты, при которой степень диссоциации HNO 2 равна 5 %.

К д ca 2 , откуда получаем c исх (HNO 2) = 4,6·10 - 4 /(5·10 - 2) 2 = 0,184 М.

. На основе справочных данных рассчитать константу диссоциации муравьиной кислоты при 298 К.

Решение. Уравнение диссоциации муравьиной кислоты

НСООН Н + + СООН- .

В “Кратком справочнике физико–химических величин” под редакцией А.А. Равделя и А.М. Пономаревой приведены значения энергий Гиббса образований ионов в растворе, а также гипотетически недиссоциированных молекул. Значения энергий Гиббса для муравьиной кислоты и ионов Н + и СООН - в водном растворе приведены ниже:

Изменение энергии Гиббса процесса диссоциации равно

G T 0 = - 351,5- (- 373,0) = 21,5 кДж/моль.

Для расчета константы диссоциации используем уравнение (13.5). Из этого уравнения получаем:
lnK д = - D G T 0 /RT= - 21500/(8,31 298) = - 8,68.

Откуда находим: K д = 1,7× 10 - 4 .

Задачи для самостоятельного решения

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.

1. ЭЛЕКТРОЛИТЫ

1.1. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сила электролитов

Согласно теории электролитической диссоциации, соли, кислоты, гидроксиды, растворяясь в воде, полностью или частично распадаются на самостоятельные частицы – ионы.

Процесс распада молекул веществ на ионы под действием полярных молекул растворителя называют электролитической диссоциацией . Вещества, диссоциирующие на ионы в растворах, называют электролитами. В результате раствор приобретает способность проводить электрический ток, т.к. в нем появляются подвижные носители электрического заряда. Согласно этой теории, при растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называют катионами ; к ним относятся, например, ионы водорода и металлов. Отрицательно заряженные ионы называются анионами ; к ним принадлежат ионы кислотных остатков и гидроксид-ионы.

Для количественной характеристики процесса диссоциации введено понятие степени диссоциации. Степенью диссоциации электролита (α) называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы (n ), к общему числу его молекул в растворе (N ), или

α = .

Степень электролитической диссоциации принято выражать либо в долях единицы, либо в процентах.

Электролиты со степенью диссоциации больше 0,3 (30%) обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 0,03 (3%) до 0,3 (30%)-средними, менее 0,03 (3%)-слабыми электролитами. Так, для 0,1 M раствора CH 3 COOH α = 0,013 (или 1,3 %). Следовательно, уксусная кислота является слабым электролитом. Степень диссоциации показывает, какая часть растворенных молекул вещества распалась на ионы. Степень электролитической диссоциации электролита в водных растворах зависит от природы электролита, его концентрации и температуры.

По своей природе электролиты можно условно разделить на две большие группы: сильные и слабые . Сильные электролиты диссоциируют практически полностью (α = 1).

К сильным электролитам относятся:

1) кислоты (H 2 SO 4 , HCl , HNO 3 , HBr , HI , HClO 4 , H М nO 4 );

2) основания – гидроксиды металлов первой группы главной подгруппы (щелочи) – LiOH , NaOH , KOH , RbOH , CsOH , а также гидроксиды щелочноземельных металлов – Ba (OH ) 2 , Ca (OH ) 2 , Sr (OH ) 2 ;.

3) соли, растворимые в воде (см. таблицу растворимости).

Слабые электролиты диссоциируют на ионы в очень малой степени, в растворах они находятся, в основном в недиссоциированном состоянии (в молекулярной форме). Для слабых электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.

К слабым электролитам относятся:

1) неорганические кислоты (H 2 CO 3 , H 2 S , HNO 2 , H 2 SO 3 , HCN , H 3 PO 4 , H 2 SiO 3 , HCNS , HСlO и др.);

2) вода (H 2 O );

3) гидроксид аммония (NH 4 OH );

4) большинство органических кислот

(например, уксусная CH 3 COOH, муравьиная HCOOH);

5) нерастворимые и малорастворимые соли и гидроксиды некоторых металлов (см. таблицу растворимости).

Процесс электролитической диссоциации изображают, пользуясь химическими уравнениями. Например, диссоциация соляной кислоты (НС l ) записывается следующим образом:

HCl → H + + Cl – .

Основания диссоциируют с образованием катионов металла и гидроксид-ионов. Например, диссоциация КОН

КОН → К + + ОН – .

Многоосновные кислоты, а также основания многовалентных металлов диссоциируют ступенчато. Например,

H 2 CO 3 H + + HCO 3 – ,

HCO 3 – H + + CO 3 2– .

Первое равновесие – диссоциация по первой ступени – характеризуется константой

Для диссоциации по второй ступени:

В случае угольной кислоты константы диссоциации имеют следующие значения: K I = 4,3 × 10 –7 , K II = 5,6 × 10 –11 . Для ступенчатой диссоциации всегда K I >K II >K III > ... , т.к. энергия, которую необходимо затратить для отрыва иона, минимальна при отрыве его от нейтральной молекулы.

Средние (нормальные) соли, растворимые в воде, диссоциируют с образованием положительно заряженных ионов металла и отрицательно заряженных ионов кислотного остатка

Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 –

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2– .

Кислые соли (гидросоли) – электролиты, содержащие в анионе водород, способный отщепляться в виде иона водорода Н + . Кислые соли рассматривают как продукт, получающийся из многоосновных кислот, в которых не все атомы водорода замещены на металл. Диссоциация кислых солей происходит по ступеням, например:

KHCO 3 → K + + HCO 3 – (первая ступень)

Обсуждение вопросов классификации электролитов вызвано желанием некоторых разработчиков выделить в особую группу, нарушая тем самым общепринятую систему классификации, разработанные ими электролиты, в частности, "слабокислые" электролиты цинкования с добавками ЦКН-3, ЭКОМЕТ-Ц31(А, Б), СЕТ-3М, Гальванит Zn-СК45, ЛГ-50 (А, Б), КЦ (1, 2, 3), Дипо-цинк (А, Б) и др., являющиеся по своей сути хлоридными, сульфатными и аммиакатными с различными добавками.

Значение классификации объектов исследования или разработки трудно переоценить. Классификация влияет как на качество общения, так и на творческий процесс, помогает не только правильно назвать и однозначно определить объект, но и наметить дальнейшие пути углубления исследования и совершенствования разработки. Например, стоит сказать "цинкатный электролит цинкования", как любой гальванотехник не только сразу представит себе электролит цинкования на основе оксида цинка и щелочи, но и выстроит вопросы по недостаткам цинкования в этом электролите. Примером неудачного названия служит название "скруббер", которое определяет аппарат как для размывания руды при получении полезных ископаемых, так и для абсорбционной очистки газовых выбросов при так называемой "мокрой" очистке.

Основным объектом исследования и разработки в гальванотехнике являются электролиты для обработки поверхности и нанесения на неё покрытий. При небольшом количестве электролитов их названия могут основываться на случайных определениях, зависящих исключительно от предпочтений разработчика: номерах, специфических свойствах получаемых покрытий, особенностях проведения процесса или на фамилии разработчика. С учётом того, что к настоящему времени разработано сотни электролитов, имеет особое значение их классификация (в этих условиях немыслимо представить себе произвольную классификацию, основанную, на пример, только лишь на номере электролита: электролит № 1, электролит № 2 и т.д. - не только непонятно о чём идёт речь, но и непонятно в области какой технологии мы находимся).

Для взаимопонимания специалистов и осознания разработчиками технологий своего места в гальванотехнике традиционно сложилась (прижилась) классификация простого типа, основанная на выработке названия электролита по наименованию основных компонентов, входящих в его состав. Под основными компонентами понимают в первую очередь вещества, играющие главную роль в протекании процесса. Например, для электролитов нанесения катодных покрытий такими веществами являются кислотные остатки, лиганды и в некоторых случаях органические добавки, которые определяют стандартный потенциал, поляризацию и поляризуемость (рис. 1 ).

Рис. 1. Относительное расположение поляризационных кривых при электроосаждении цинка из различных электролитов без перемешивания: 1 - сульфатный; 2 - сульфатный с декстрином; 3 - хлораммиакатный (аммиакатнохлоридный); 4 - пирофосфатный; 5 - цинкатный; 6 - цинкатный с ПЭИ; 7 - цианидный

При анодировании алюминия названия электролитов определяются названием компонента, который определяет скорость роста барьерного слоя оксидов алюминия и скорость его растворения: сульфатные, оксалатные (щавелевокислые), хромовокислые, сульфосалициловые и т.д. электролиты.

При химическом травлении металлов названия электролитов определяется названием основных кислот или щелочей, способствующих растворению металла.

Таким образом все электролиты для нанесения конкретного вида покрытия (цинкования, кадмирования, меднения, оловянирования, никелирования, хромирования, латунирования, палладирования и т.п.) делятся на следующие группы:

1 (простые, так называемые "кислые", не в смысле величины рН, а вследствие того, что эти электролиты содержат кислоту в виде свободного кислотного остатка, который не является лигандом для осаждаемого металла) - сульфатные, хлоридные, фторидные, нитратные, хлорсульфоновые, фторборатные, кремнефторидные, щелочные (не в смысле величины рН, а вследствие наличия в составе электролита свободной щелочи, не образующей комплексы с ионами осаждаемого металла), фосфатные и т.п., в которых металл, формирующий покрытие, находится в виде простых гидратированных соединений;

2 (комплексные) - аммиакатные, трилонатные, оксалатные, цитратные, ацетатные, уротропиновые, салицилатные, гликоколевые, щелочные (не в смысле величины рН, а вследствие наличия в составе электролита щелочи, образующей гидроксокомплексы с ионами осаждаемого металла - цинкатные в случае цинкования, станнатные и станнитные в случае оловянирования и т.п.), пирофосфатные, цианидные, этилендиаминовые и т.д., в которых металл, формирующий покрытие, находится в виде комплексных соединений;

3 (смешанные) - аммиакатнохлоридные, сульфатноуротропиновые, оксалатносульфатные, аммиакатногликоколевые и т.п., в которых металл, формирующий покрытие, находится в виде сложных комплексных соединений. Существование третьей группы обсуждаемо.

Так формируется групповое название электролитов.

Внутри каждой группы электролиты подразделяются

по названию добавки,
по технологическому признаку (слабокислые, слабощелочные, скоростные, для обработки деталей в барабанах, с нагревом, с охлаждением, с перемешиванием, с наложением ультразвуковых колебаний и т.п.),
по признаку преимущественного назначения (для получение блестящих, матовых, электропроводных, изоляционных, твёрдых, износостойких, антифрикционных, микротрещиноватых, толстых, разделительных и т.п. покрытий) или
по другим особенностям обработки поверхности, являющимися характерными признаками, выделяющими данный электролит из числа ему подобных.

Например, хлоридные электролиты цинкования могут быть кислыми (2,0

В соответствии с вышеописанным следующие электролиты

следует называть аммиакатными с добавками ЭКОМЕТ и ЦКН соответственно, а не слабокислыми, как они названы разработчиками, так как в этих электролитах цинк содержится в форме комплексных аммиакатных катионов 2+ и 2+ , что определяет существенную разницу (в величинах стандартного потенциала и характерах поляризации и поляризуемости) с вышеперечисленными сульфатными электролитами. Здесь необходимо сделать оговорку. Иногда разница (особенно в величине поляризуемости) между электролитами разных групп нивелируется добавками, содержащимися в электролитах.

Такая классификация (на основе наименования основных компонентов) хороша тем, что требуемая группа электролитов рождается автоматически с появлением электролита, содержащего новые кислотные остатки или лиганды, а требуемая подгруппа электролитов - с появлением электролита, содержащего новые органические или неорганические добавки.

Аналогичная классификация используется во многих отраслях промышленности, например, лакокрасочной. Все лакокрасочные материалы разделены на группы в зависимости от входящих в их состав основных плёнкообразователей: глифталевые, пентафталевые, меламинные, мочевинные, фенольные, фенолалкидные, эпоксидные, эпоксиэфирные, полиуретановые и т.д. Внутри групп лакокрасочные материалы расположены по признаку преимущественного назначения материала: атмосферостойкие, ограниченно атмосферостойкие, водостойкие, специальные, маслобензостойкие, термостойкие и т.д.

Таким образом, классификация электролитов по названию основных компонентов (определяющих стандартный потенциал, поляризацию и поляризуемость) не только даёт чёткое наименование электролита, но и содержит в себе привязку к основным закономерностям осаждения покрытий из этого электролита, то есть позволяет однозначно определить электролит. Этой чёткости лишено такое название, как "слабокислый", так как к такой группе электролитов будут относиться хлоридные, сульфатные, ацетатные, гликоколевые, цитратные, аммиакатные и другие электролиты с различными добавками. Поэтому такое название не может являться классификационным (то есть групповым), а должно служить дополнительным подгрупповым наименованием электролита.

Однако и у общепринятой классификации есть недостатки. В настоящее время одной из нерешённых проблем классификации электролитов является отсутствие кратких названий электролитов хромирования на основе шестивалентного хрома и электролитов хромирования на основе трёхвалентного хрома. Может быть здесь можно использовать термины для обозначения соединений на основе Cr (VI) и Cr(III) - хроматы и хромиты, то есть "хроматные" и "хромитные" электролиты хромирования?

Литература

1. Н.Т. Кудрявцев. Электролитические покрытия металлами. - М.: Химия, 1979 г. - С. 135.

Classifying of Plating Baths

A new approach to classify all plating baths is under discussion. Following groups have been proposed by the

1. Simple - sulfate-, chloride-, fluoride-, nitrate-, chlorosulfonate-, fluoroborate-, fluorosilicate- and alkaline ones (irrespectively of the pH value but on the basis of the absence of complexes formation between the metal and other ions such as hydroxyl). Metals present in these baths in the form of hydrated ions and these baths are usually known as acidic ones.

2. Complex baths - ammonia, EDTA, oxalate, citrate, acetate, hexamethylene tetramine, salicylate, aminoacetic, alkaline (e.g. zincate), pyrophosphate, cyanide, etc., in which the metal is contained in the form of complex compounds;

3. Mixed ones - ammonia-chloride, hexamethylene, ammonium-sulfate, oxalate-sulfate, ammonia-amino acetate, etc., where the metal exists in the form of mixed complexes. The existence of this group is under discussion. Inside each group the baths are additionally classified on the basis of the nature of additives, type of the bath, quality of coatings (bright, conductive, soldering, etc.) Only the name of the basis component should be used in the classification of plating baths.

Иногда такие электролиты необоснованно выделяют в отдельную группу, определяемую величиной рН. В такую группу попали бы пирофосфатные, цианидные, цинкатные, этилендиаминовые и в какой-то степени аммиакатные и т.д.