ЭЛЕКТРОЛИТИ́ЧЕСКАЯ ДИССОЦИА́ЦИЯ
-
Рубрика: Химия
-
-
Скопировать библиографическую ссылку:
ЭЛЕКТРОЛИТИ́ЧЕСКАЯ ДИССОЦИА́ЦИЯ, частичный или полный распад вещества в растворе или расплаве на положительно и отрицательно заряженные частицы – ионы. Вещества, существующие в растворе или расплаве в виде ионов, называются электролитами. Первые представления о строении растворов электролитов сформулированы в 1884 С. Аррениусом и включали следующие положения. Во-первых, при растворении электролита не все молекулы диссоциируют на ионы, а лишь некоторая их доля α, названная степенью диссоциации. Если при Э. д. одной молекулы электролита образуется ν ионов, то их концентрация в растворе равна ναс (с – концентрация электролита), а концентрация недиссоциированных молекул (1-α )с. Общая концентрация частиц в растворе составит (1-α)с+ναс=с[1+α(ν-1)]. Выражение [1+α(ν-1)] показывает, во сколько раз увеличивается концентрация частиц в растворе за счёт Э. д. Это уравнение позволяет объяснить эксперим. данные по коллигативным (зависящим от количества) свойствам растворов. Во-вторых, к процессу Э. д. применим закон действующих масс. Пусть в объёме раствора V содержится 1 моль вещества MA, Э. д. которого происходит по схеме МА⇄М++А–. Тогда равновесные концентрации частиц в растворе [M+]=[A–]=α/V, [MA]=(1-α)/V. Уравнение закона действующих масс K=[M+][A–]/[MA]=α2/[(1-α)V]. Т. к. молярная концентрация с=1/V, а т. н. разведение V=1/с, то K=α2с/(1-α). Обе формулы отражают взаимосвязь между K и α и представляют собой математич. выражение закона разбавления Оствальда (В. Оствальд, 1888), согласно которому константа Э. д. K не зависит от разбавления раствора, а зависит только от темп-ры и природы растворителя.
В зависимости от величины α различают слабые и сильные электролиты. Вещества, у которых в растворе с концентрацией 0,1 моль α<0,03, относят к слабым электролитам, у которых α>0,3 – к сильным, при 0,03<α<0,3 – к электролитам средней силы. Сильными электролитами являются мн. растворимые соли, некоторые кислоты и основания, слабыми – большинство органич. кислот и оснований. Э. д. электролитов, молекулы которых могут распадаться на неск. ионов, протекает по стадиям. При Э. д. многоосновных кислот легче отделяется первый протон, а каждый последующий ион водорода отщепляется труднее, т. к. возрастает заряд аниона.
Ионная теория Э. д. Аррениуса позволила трактовать явления, связанные с ионными равновесиями, и легла в основу качественного химич. анализа. Недостатки теории состоят в игнорировании ион-дипольных, ион-ионных и диполь-дипольных взаимодействий. Попытка учёта этих взаимодействий привела к формированию совр. теорий растворов электролитов.
См. также Растворы (раздел Растворы электролитов), Электролитов растворы и Электролиты расплавленные.