Теорию электролитической диссоциации предложил шведский ученый С. Аррениус в 1887 году.
Электролитическая диссоциация - это распад молекул электролита с образованием в растворе положительно заряженных (катионов) и отрицательно заряженных (анионов) ионов.
Например, уксусная кислота диссоциирует так в водном растворе:
CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .
Диссоциация относиться к обратимым процессам. Но различные электролиты диссоциируют по-разному. Степень зависит от природы электролита, его концентрации, природы растворителя, внешних условий (температуры, давления).
Степень диссоциации α - отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул:
α=v´(x)/v(x).
Степень может варьироваться от 0 до 1 (от отсутствия диссоциации до ее полного завершения). Обозначается в процентах. Определяется экспериментальным путем. При диссоциации электролита происходит увеличение числа частиц в растворе. Степень диссоциации показывает силу электролита.
Различают сильные и слабые электролиты .
Сильные электролиты - это те электролиты, степень диссоциации которой превышает 30%.
Электролиты средней силы - это те, степень диссоциации которой делит в пределах от 3% до 30%.
Слабые электролиты - степень диссоциации в водном 0,1 М растворе меньше 3%.
Примеры слабых и сильных электролитов.
Сильные электролиты в разбавленных растворах нацело распадаются на ионы, т.е. α = 1. Но эксперименты показывают, что диссоциация не может быть равна 1, она имеет приближенное значение, но не равна 1. Это не истинная диссоциация, а кажущаяся.
Например, пусть у некоторого соединения α = 0,7. Т.е. по теории Аррениуса в растворе «плавает» 30% непродиссоцииовавших молекул. А 70% образовали свободные ионы. А электролстатическая теория дает другое определение этому понятию: если α = 0,7, то все молекулы диссоциированы на ионы, но ионы свободны лишь на 70%, а оставшиеся 30% - связаны электростатическими взаимодействиями.
Кажущаяся степень диссоциации.
Степень диссоциации зависит не только от природы растворителя и растворяемого вещества, но и от концентрации раствора и температуры.
Уравнение диссоциации можно представить в следующем виде:
AK ⇄ A- + K + .
И степень диссоциации можно выразить так:
С увеличением концентрации раствора степень диссоциации электролита падает. Т.е. значения степени для конкретного электролита не является величиной постоянной.
Так как диссоциация - процесс обратимый, то уравнения скоростей реакции можно записать следующим образом:
Если диссоциация равновесна, то скорости равны и в результате получаем константу равновесия (константу диссоциации):
К зависит от природы растворителя и от температуры, но не зависит от концентрации растворов. Из уравнения видно, что чем больше недиссоциированных молекул, тем меньше величина константы диссоциации электролита.
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, и каждая ступень имеет свое значение константы диссоциации.
Если диссоциирует многоосновная кислота, то легче всего отщепляется первый протон, а при возрастании заряда аниона, притяжение возрастает, и поэтому протон отщепляется намного труднее. Например,
Константы диссоциации ортофосфорной кислоты на каждой ступени должны сильно различаться:
I - стадия:
II - стадия:
III - стадия:
На первой ступени ортофосфорная кислота - кислота средней силы, а 2ой - слабая, на 3ей - очень слабая.
Примеры констант равновесия для некоторых растворов электролитов.
Рассмотрим пример:
Если в раствор, в котором содержатся ионы серебра внести металлическую медь, то в момент равновесия, концентрация ионов меди должна быть больше, чем концентрация серебра.
Но у константы низкое значение:
AgCl⇄Ag + +Cl - .
Что говорит о том, что к моменту достижения равновесия растворилось очень мало хлорида серебра.
Концентрация металлической меди и серебра введены в константу равновесия.
Ионное произведение воды.
В приведенной таблице есть данные:
Эту константу называют ионным произведением воды , которое зависит только от температуры. Согласно диссоциации на 1 ион Н + приходится один гидроксид-ион. В чистой воде концентрация этих ионов одинакова: [H + ] = [OH - ].
Отсюда, [H + ] = [OH - ] = = 10-7 моль/л.
Если добавить в воду постороннее вещество, например, хлороводородную кислоту, то концентрация ионов водорода возрастет, но ионное произведение воды от концентрации не зависит.
А если добавить щелочь, то повысится концентрация ионов, а количество водорода понизится.
Концентрация и взаимосвязаны: чем больше одна величина, тем меньше другая.
Кислотность раствора (рН).
Кислотность растворов обычно выражается концентрацией ионов Н + .
В кислых средах рН
<10 -7 моль/л, в нейтральных - рН
= 10 -7 моль/л, в щелочных - рН
> 10 -7 моль/л.
Кислотность раствора выражают через отрицательный логарифм концентрации ионов водорода, называя ее рН
.
рН = - lg [ H + ].
Взаимосвязь между константой и степенью диссоциации.
Рассмотрим пример диссоциации уксусной кислоты:
Найдем константу:
Молярная концентрация С=1/ V , подставим в уравнение и получим:
Эти уравнения являются законом разведения В. Оствальда , согласно которому константа диссоциации электролита не зависит от разведения растовра.
Вы никогда не задумывались над тем, почему одни растворы проводят электричество, а другие — нет? Например, всем известно, что лучше не принимать ванну, одновременно укладывая волосы феном. Ведь вода - неплохой проводник электрического тока, и если работающий фен упадет в воду, то не избежать. На самом деле, вода — не такой уж и хороший проводник тока. Есть растворы, которые проводят электричество гораздо лучше. Такие вещества называют электролитами. К ним можно отнести кислоты, щелочи и растворимые в воде соли.
Электролиты — кто они?
Возникает вопрос: почему растворы одних веществ пропускают электричество, а других — нет? Все дело в заряженных частицах — катионах и анионах. При растворении в воде электролиты распадаются на ионы, которые при действии электрического тока движутся в заданном направлении. Положительно заряженные катионы движутся к отрицательному полюсу — катоду, а отрицательно заряженные анионы движутся к положительному полюсу — аноду. Процесс распада вещества на ионы при расплавлении или растворении в воде носит гордое название — электролитическая диссоциация.
Этот термин ввел в обращение шведский ученый С.Аррениус, когда изучал свойства растворов пропускать электричество. Для этого он замыкал через раствор какого-либо вещества и следил загорается лампочка при этом или нет. Если лампочка накаливания загорается — значит раствор проводит электричество, из чего следует вывод, что это вещество является электролитом. Если лампочка остается потухшей — то раствор не проводит электричество, следовательно это вещество — неэлектролит. К неэлетролитам относятся растворы сахара, спирта, глюкозы. А вот расторы поваренной соли, серной кислоты и прекрасно проводят электрический ток, следовательно в них протекает электролитическая диссоциация.
Как протекает диссоциация?
Впоследствии теорию электролитической диссоциации развили и дополнили русские ученые И.А. Каблуков и В.А. Кистяковский, применив к ее обоснованию химическую теорию растворов Д.И. Менделеева.
Эти ученые выяснили, что электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей протекает в следствие гидратации электролита, то есть его взаимодействия с молекулами воды. Ионы, катионы и анионы, образующиеся в результате этого процесса будут гидратированными, то есть связанными с молекулами воды, которые их окружают плотным кольцом. Их свойства значительно отличаются от негидратированных ионов.
Итак, в растворе нитрата стронция Sr(NO3)2, а также в растворах гидроксида цезия CsOH, протекает электролитическая диссоциация. Примеры этого процесса можно выразить следующими :
Sr(NO3)2 = Sr2+ + 2NO3 -,
т.е. при диссоциации одной молекулы нитрата стронция образуется один катион стронция и 2 нитрат-аниона;
CsOH = Cs+ + OH-,
т.е. при диссоциации одной молекулы гидроксида цезия образуется один катион цезия и один гидроксид-анион.
Электролитическая диссоциация кислот происходит аналогично. Для йодоводородной кислоты этот процесс можно выразить следующим уравнением:
т.е. при диссоциации одной молекулы йодоводородной кислоты образуется один катион водорода и один анион йода.
Механизм диссоциации.
Электролитическая диссоциация веществ-электролитов протекает в несколько стадий. Для веществ с ионным типом связи, таких как NaCl, NaOH этот процесс включает в себя три последовательных процесса:
вначале молекулы воды, имеющие 2 разноименных полюса (положительный и отрицательный) и представляющие собой диполь, ориентируются у ионов кристалла. Положительным полюсом они прикрепляются к отрицательному иону кристалла, и наоборот, отрицательным полюсом — к положительному у ионов кристалла;
затем происходит гидратация ионов кристалла диполями воды,
и только после этого гидратированные ионы как бы расходятся в разные стороны и начинают двигаться в растворе или расплаве хаотично до тех пор, пока на них не подействуют электрическим полем.
Для веществ с таких как HCl и другие кислоты, процесс диссоциации аналогичен, за исключением того, что на начальном этапе происходит переход ковалентной связи в ионную за счет действия диполей воды. Таковы основные моменты теории диссоциации веществ.
В первой половине ХlХ в. Фарадеем введено понятие об электролитах и неэлектролитах.
Электролитами он назвал вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток, а неэлектролитами - вещества, растворы и расплавы которых не проводят электрического тока.
Проводят электрический ток растворы солей, щелочей, кислот.
Не проводят электрический ток растворы сахара, спирта, глюкозы…
Почему же растворы электролитов проводят электрический ток?
Шведский ученый Сванте Аррениус, изучая электропроводность растворов различных веществ, пришел в 1887 г. к выводу, что причиной электропроводности является наличие в растворе ионов, которые образуются при растворении электролитов в воде.
Процесс распада электролитов на ионы при растворении их в воде или расплавлении называется электролитической диссоциацией.
С. Аррениус придерживался физической теории растворов, т.е. рассматривал процесс растворения веществ как простое распределение частиц растворяемого вещества в воде, при этом не учитывал взаимодействия его с водой и считал, что в растворе находятся свободные ионы. ТЭД объяснила многие явления, связанные со свойствами растворов, но не ответила на вопросы, почему одни вещества являются электролитами, а другие - нет, а также, какую роль в образовании ионов играет растворитель.
В отличии от него русские химики И.А. Каблуков и В.А. Кистяковский применили к объяснению ЭД химическую теорию Д.И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы. То есть в растворе находятся не свободные, а гидратированные ионы.
Молекулы воды представляют собой диполи (два полюса), так как атомы водорода расположены под углом 105 0 , благодаря чему молекула имеет угловую форму:
Как правило, легче всего диссоциируют вещества с ионной кристаллической решеткой, так как они уже состоят из готовых ионов. При их растворении диполи воды ориентируются противоположно заряженными концами вокруг положительных и отрицательных ионов электролита. Между ионами электролита и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В результате связь между ионами ослабевает, и происходит переход ионов из кристалла в раствор (рис.):
Схема ЭД хлорида натрия на гидратированные ионы
Очевидно, что последовательность процессов, происходящих при диссоциации веществ с ионной связью (солей и щелочей), будет такой:
- А) ориентация молекул - диполей воды около ионов кристалла;
- Б) гидратация (взаимодействие) молекул воды с ионами поверхностного слоя кристалла;
- В) диссоциация (распад) кристалла электролита на гидратированные ионы.
Упрощенно процесс можно отразить с помощью уравнения:
NаСl > Nа + + Сl - .
Аналогично диссоциируют и электролиты, в молекулах которых ковалентная полярная связь (например, молекулы хлороводорода НСl), только в этом случае под влиянием диполей воды происходит увеличение полярности связи, а затем разрыв ее с образованием ионов:
НСl > Н + + Сl - .
Св. Аррениус для количественной характеристики ЭД ввел понятие степени ЭД, обозначаемой греческой буквой б.
Степень электролитической диссоциации - это отношение числа молекул электролита, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул. электролит неэлектролит электролитическая диссоциация кислота
Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях или в процентах. Если б = 0, то вещество совсем не распадается на ионы, оно является неэлектролитом. К неэлектролитам относятся вещества с ковалентными малополярными и неполярными связями, такие, как эфиры, углеводороды, кислород, азот и др
Степень ЭД может иметь значение от 0 до 1 (в процентах от 0 до 100%).
Если б = 1, или 100%, то электролит полностью распадается на ионы, это сильный электролит. К сильным электролитам относятся все растворимые соли, неорганические кислоты (НNО 3 , НСl, НВr, Нl, Н 2 SО 4 , НСlО 4), щелочи (LiОН, NаОН, КОН, Са(ОН) 2 , Ва(ОН) 2).
Слабые электролиты в водных растворах не полностью диссоциируют на ионы (б < 3%). К слабым электролитам относят органические кислоты, многие неорганические (Н 2 S, НF, Н 2 СО 3 , Н 2 SiО 3 , НNО 2 , Н 2 SО 3), основания (за исключением щелочей), NН 4 ОН, вода.
Степень ЭД зависит от природы электролита, температуры (с повышением температуры б увеличивается), концентрации электролита в растворе (разбавление раствора всегда усиливает б).
ВОПРОСЫ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ:
- 1) Почему раствор КОН проводит электрический ток, а раствор глюкозы нет?
- 2) Является ли соль СаСО 3 электролитом? Почему?
- 3) Почему при разбавлении раствора электролита степень его диссоциации увеличивается?
- 4) Докажите, что деление химических связей на ковалентную полярную и ионную условно.
- 5) Как объяснить электропроводимость водных растворов электролитов?
Основные положения ТЭД
- 1) При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на положительные и отрицательные ионы.
- 2) Под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к отрицательному полюсу источника тока - катоду, и поэтому называются катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся к положительному полюсу источника тока - аноду, и поэтому называются анионами.
- 3) Причиной диссоциации электролитов в водных растворах является его гидратация, то есть взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.
- 4) ЭД - процесс обратимый для слабых электролитов.
- 5) Химические свойства растворов электролита определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.
По характеру образующихся ионов различают три типа электролитов: кислоты, основания и соли.
Кислотами называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка:
НСl> Н + + Сl -
НNО 3 > Н + + NО 3 -
Н 2 SО 4 > 2Н + + SО 4 2-
Для фосфорной и других многоосновных кислот протекает ступенчатая диссоциация:
1-ая ступень - образование дигидрофосфат-ионов:
Н 3 РО 4 - Н + + Н 2 РО 4 - ,
2-ая ступень - образование гидрофосфат-ионов:
Н 2 РО 4 - - Н + + НРО 4 2- ,
3-ая ступень - образование фосфат-ионов:
НРО 4 2- - Н + + РО 4 3- .
Все кислоты объединяет, то что они при диссоциации обязательно образуют катионы водорода. Поэтому общие характерные свойства кислот - кислый вкус, изменение окраски индикаторов и др. - обусловлены именно катионами водорода.
Основаниями называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла и анионы гидроксогрупп ОН - :
NаОН - Nа + + ОН - ,
Са(ОН) 2 - Са 2+ + 2ОН -. .
Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:
- 1) Са(ОН) 2 > СаОН + + ОН - ,
- 2) СаОН + - Са 2+ + ОН - .
Все общие свойства оснований - мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов и др. - обусловлены общими дл всех оснований гидроксид-ионами ОН - .
Солями называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла (или аммония NН 4 +) и анионы кислотных остатков:
К 3 РО 4 > 3К + + РО 4 3- ,
NН 4 NО 3 > NН 4 + + NО 3 - .
В отличие от многоосновных кислот и многокислотных оснований соли диссоциируют сразу полностью, а не ступенчато.
Упражнения для самостоятельной работы:
- 1) Сравните по строению и свойствам:
- А) Са 0 и Са 2+ ;Б) Н 2 0 и Н + .
- 2) Запишите уравнения диссоциации следующих электролитов: сульфата железа (lll); карбоната калия; фосфата аммония; нитрата меди (ll); гидроксида бария; фосфорной кислоты. Дайте названия ионов.
- 3) Какие из перечисленных ниже веществ будут диссоциировать: гидроксид железа (II), гидроксид калия, кремниевая кислота, азотная кислота, оксид серы (IV), сульфид натрия, сульфид железа (II)? Почему? Запишите возможные уравнения диссоциации.
- 4) В записи уравнений ступенчатой диссоциации серной кислоты для первой ступени используют знак >, а для второй - знак обратимости -. Почему?
- 5) Пользуясь таблицей растворимости, приведите примеры трех- четырех веществ, которые в растворах образуют сульфат-ион SO 4 2- . запишите уравнения диссоциации этих веществ.
Д/з: ответьте устно на вопросы:
- 1) Какие вещества относят к электролитам, а какие - к неэлектролитам?
- 2) Какие из следующих жидкостей проводят электрический ток: этиловый спирт, водный раствор глюкозы, гидроксид натрия, раствор кислорода в воде, карбоната калия, расплав гидроксида калия? Ответ объясните.
- 3) Что называется ЭД?
- 4) В чем сущность физической и химической теории растворов?
- 5) Какие ионы называют гидратированными?
- 6) Почему одни вещества являются электролитами, а другие нет?
- 7) Какую роль в образовании ионов играет вода?
- 8) Что такое степень ЭД? От чего она зависит?
- 9) Основные положения ТЭД.
- 10) Дать определение кислот, оснований и солей с точки зрения ТЭД.
Выполните упражнения в рабочих тетрадях письменно:
Составьте уравнения диссоциации веществ в возможных случаях:
NaOH, ZnO, H 2 S, Al(OH) 3 , BaSiO 3 , Cu(NO 3) 2 ,FePO 4 , AlCl 3 , CaSO 4 , SiO 2 , HNO 3 , (NH 4) 2 CO 3.
Для объяснения особенностей водных растворов электролитов шведским химиком С. Аррениусом в 1887 г. была предложена теория электролитической диссоциации. Основные положения теории следующие:
1. Электролиты при растворении в воде распадаются на ионы – положительные и отрицательные. Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Среди таких ионов встречаются простые, например, Na + , Mg 2+ , Al 3+ и сложные, состоящие из нескольких атомов, например, NO 3 - , SO 4 2- , PO 4 3- . В растворе ионы беспорядочно передвигаются в различных направлениях.
2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные – к аноду. Первые называются катионами, а вторые анионами.
3. Диссоциация – обратимый процесс. Одновременно с распадом молекул на ионы протекает обратный процесс – соединения ионов в молекулу.
Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации стоит не знак равенства, а знак обратимости ↔. Например, уравнение диссоциации молекулы электролита КА на катион К + и анион А - записывается в виде
КА К + + А - (1).
Теория электролитической диссоциации полностью согласуется с атомно-молекулярным учением и теорией строения атома.
Степень диссоциации электролитов
Под степенью диссоциации электролита понимается отношение числа диссоциированных на ионы молекул n к общему числу молекул растворенного электролита N , то есть
В зависимости от степени диссоциации различают слабые и сильные электролиты. Сильные электролиты при больших концентрациях диссоциированы более чем на 1/2. Степень диссоциации слабых электролитов очень мала по сравнению с 1. Сильные электролиты – это большинство нейтральных солей, сильные кислоты (НСl, HClO 4 , H 2 SO 4), сильные основания (NaOH, KOH). Слабые электролиты – это большинство органических кислот, неорганические слабые кислоты и слабые основания, некоторые нейтральные соли CdCl 2 , Fe(CH 3 COO) 3 . Особенно слабыми электролитами являются вода, сероводород, синильная и борная кислоты.
Между сильными и слабыми электролитами существует переходная группа, которую образуют соли тяжелых металлов, а также некоторые сильные органические кислоты: лимонная, щавелевая, муравьиная.
Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, а также от концентрации электролита. С уменьшением концентрации степень диссоциации увеличивается, а при сильном разведении раствора, а →1, и различия между сильно и слабодиссоциирующими электролитами сглаживаются.
Степень диссоциации зависит и от диэлектрической проницаемости растворителя ε. Чем больше диэлектрическая проницаемость, тем сильнее диссоциирует электролит. В воде электролитическая диссоциация может быть сильной, а в ацетоне и в особенности бензоле – слабой. Диэлектрическая проницаемость ε воды, ацетона и бензола соответственно равна 80, 21 и 2,3. Эта закономерность, установленная Нернстом и Томсоном в 1893 г., объясняется тем, что, согласно закону Кулона, сила притяжения между разноименно заряженными ионами обратно пропорциональна диэлектрической проницаемости ε.
Вещества-электролиты при растворении в воде распадаются на заряженные частицы — ионы. Обратное явление — моляризация, или ассоциация. Образование ионов объясняет теория электролитической диссоциации (Аррениус, 1887). На механизм распада химических соединений при расплавлении и растворении влияют особенности типов химических связей, строение и характер растворителя.
Электролиты и непроводники
В растворах и расплавах происходит разрушение кристаллических решеток и молекул — электролитическая диссоциация (ЭД). Распад веществ сопровождается образованием ионов, появлением такого свойства, как электропроводность. Не каждое соединение способно диссоциировать, а только вещества, которые изначально состоят из ионов либо сильно полярных частиц. Присутствием свободных ионов объясняется свойство электролитов проводить ток. Обладают такой способностью основания, соли, многие неорганические и некоторые органические кислоты. Непроводники состоят из малополярных или неполяризованных молекул. Они не распадаются на ионы, являясь неэлектролитами (многие органические соединения). Переносчики зарядов — положительные и отрицательные ионы (катионы и анионы).
Роль С. Аррениуса и других химиков в изучении диссоциации
Теория электролитической диссоциации обоснована в 1887 году ученым из Швеции С. Аррениусом. Но первые обширные исследования свойств растворов были проведены еще русским ученым М. Ломоносовым. Внесли вклад в изучение заряженных частиц, возникающих при растворении веществ, Т. Гротгус и М. Фарадей, Р. Ленц. Аррениус доказал, что электролитами являются многие неорганические и некоторые органические соединения. Шведский ученый объяснил электропроводность растворов распадом вещества на ионы. Теория электролитической диссоциации Аррениуса не придавала значения непосредственному участию молекул воды в этом процессе. Русские ученые Менделеев, Каблуков, Коновалов и другие считали, что происходит сольватация — взаимодействие растворителя и растворенного вещества. Когда идет речь о водных системах, то применяется название «гидратация». Это сложный физико-химический процесс, о чем свидетельствует образование гидратов, тепловые явления, изменение цвета вещества и появление осадка.
Основные положения теории электролитической диссоциации (ТЭД)
Многие ученые работали над уточнением теории С. Аррениуса. Потребовалось ее усовершенствование с учетом современных данных о строении атома, химической связи. Сформулированы основные положения ТЭД, отличающиеся от классических тезисов конца XIX века:
Происходящие явления необходимо учитывать при составлении уравнений: применить специальный знак обратимого процесса, подсчитать отрицательные и положительные заряды: они в сумме должны совпадать.
Механизм ЭД ионных веществ
Современная теория электролитической диссоциации учитывает строение веществ-электролитов и растворителей. При растворении связи между разноименно заряженными частицами в ионных кристаллах разрушаются под воздействием полярных молекул воды. Они буквально «вытягивают» ионы из общей массы в раствор. Распад сопровождается образованием вокруг ионов сольватной (в воде — гидратной) оболочки. Кроме воды, повышенной диэлектрической проницаемостью обладают кетоны, низшие спирты. При диссоциации хлорида натрия на ионы Na + и Cl - регистрируется начальная стадия, которая сопровождается ориентацией диполей воды относительно поверхностных ионов в кристалле. На заключительном этапе гидратированные ионы освобождаются и диффундируют в жидкость.
Механизм ЭД соединений с ковалентной сильнополярной связью
Молекулы растворителя влияют на элементы кристаллического строения неионных веществ. Например, воздействие диполей воды на хлороводородную кислоту приводит к изменению типа связи в молекуле с ковалентной полярной на ионную. Вещество диссоциирует, в раствор поступают гидратированные ионы водорода и хлора. Этот пример доказывает важность тех процессов, которые возникают между частицами растворителя и растворенного соединения. Именно это взаимодействие приводит к образованию ионов электролита.
Теория электролитической диссоциации и основные классы неорганических соединений
В свете основных положений ТЭД кислотой можно назвать электролит, при распаде которого из положительных ионов можно обнаружить только протон Н + . Диссоциация основания сопровождается образованием или освобождением из кристаллической решетки только аниона ОН - и катиона металла. Нормальная соль при растворении дает положительный ион металла и отрицательный — остатка кислоты. Основная соль отличается наличием двух видов анионов: ОН-группы и кислотного остатка. В кислой соли из катионов присутствуют только водород и металл.
Сила электролитов
Для характеристики состояния вещества в растворе используется физическая величина — степень диссоциации (α). Находят ее значение из отношения количества распавшихся молекул к общему их числу в растворе. Глубину диссоциации определяют разные условия. Важны диэлектрические показатели растворителя, структура растворенного соединения. Обычно степень диссоциации понижается с ростом концентрации и увеличивается при повышении температуры. Зачастую степень диссоциации конкретного вещества выражают в долях от единицы.
Классификация электролитов
Теория электролитической диссоциации в конце XIX века не содержала положения о взаимодействии ионов в растворе. Несущественным казалось Аррениусу влияние молекул воды на распределение катионов и анионов. Представления Аррениуса о сильных и слабых электролитах были формальными. Исходя из классических положений, можно получить значение α = 0,75-0,95 для сильных электролитов. В экспериментах доказана необратимость их диссоциации (α →1). Практически полностью распадаются на ионы растворимые соли, серная и соляная кислоты, щелочи. Частично диссоциируют сернистая, азотистая, плавиковая, ортофосфорная кислоты. Слабыми электролитами считаются кремниевая, уксусная, сероводородная и угольная кислоты, гидроксид аммония, нерастворимые основания. Воду также относят к слабым электролитам. Диссоциирует небольшая часть молекул Н 2 О, одновременно происходит моляризация ионов.
