3. Свойства ионов

Ионы по физическим, химическим и физиологическим свойствам отличаются от нейтральных атомов, из которых они образовались. Например, ионы натрия Na⁺ и хлорид-ионы Сl^– не взаимодействуют с водой, не имеют цвета, запаха, неядовиты, тогда как металлический натрий (состоящий из атомов натрия) энергично взаимодействуют с водой, а вещество хлор (состоящее из молекул Cl₂) в свободном состоянии – газ желто-зеленого цвета, ядовит, сильный окислитель.

Различные свойства атомов и ионов одного и того же элемента объясняются разным электронным строением этих частиц. Химические свойства металлов определяются валентными электронами, которые атомы металлов легко отдают и переходят в положительные ионы. Атомы неметаллов легко присоединяют электроны и переходят в отрицательные ионы. Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы.

Ионы имеют различную окраску. Гидратированные и негидратированные ионы s- и р-элементов обычно бесцветны. Так, бесцветны ионы Н⁺, Na⁺, К⁺, Ва²⁺, Al³⁺ и др. Ионы некоторых d-элементов имеют окраску. Окраска гидратированных и негидратированных ионов одного и того же d-элемента может быть различной. Например, негидратированные ионы Cu²⁺ – бесцветные, а гидратированные ионы меди Cu²⁺4Н₂О – голубого цвета.

4. Степень диссоциации

Для количественной характеристики соотношения диссоциированных и недиссоциированных молекул электролита при данных условиях пользуются понятием степени электролитической диссоциации. Степень электролитической диссоциации  равна отношению числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита, перешедших в раствор. Величина  показывает долю молекул электролита, распавшихся на ионы:

.

Степень диссоциации зависит от различных факторов:

1). Природа растворяемого вещества. Различные вещества диссоциируют в разной степени. Например,  муравьиной кислоты НСООН при одинаковых условиях больше  уксусной кислоты СН₃СООН.

2). Концентрация раствора. При уменьшении концентрации электролита, т. е. при разбавлении раствора, степень диссоциации увеличивается, так как увеличиваются расстояния между ионами в растворе и уменьшается возможность соединения их в молекулы.

3). Температура. При повышении температуры степень диссоциации, как правило, увеличивается.

По степени диссоциации электролиты подразделяют на сильные, слабые и средней силы.

Сильные электролиты – это электролиты, которые в водных растворах полностью диссоциируют на ионы, т. е. их степень диссоциации равна 1 (100%).

Слабыми электролитами называются электролиты, степень диссоциации которых стремится к 0.

Электролитами средней силы являются электролиты с промежуточными значениями степени диссоциации.

К сильным электролитам в водных растворах относятся почти все соли, многие неорганические кислоты (HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, HCl, HBr, HI и др.) и гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов.

Электролитами средней силы являются некоторые органические и неорганические кислоты (щавелевая, муравьиная, сернистая, фосфорная и др.).

К слабым электролитам принадлежат такие кислоты, как H₂S, HCN, H₂SiO₃, H₃BO₃, гидроксиды многих d-элементов [Cu(OH)₂, Cr(OH)₃ и др.], а также немногие соли (HgCl₂, CdCl₂, ZnCl₂, Fe(SCN)₃ и др.).

Обратите внимание! Растворимость и степень диссоциации не связаны друг с другом.

Например, СаСО₃ является электролитом, несмотря на то, что нерастворим. В насыщенном растворе его содержится 610^–3 г/л СаСО₃, образующих по 3,610¹⁹ ионов Са²⁺ и СО . Причем, СаСО₃ является сильным электролитом, т. к.  = 1.

В то же время растворимые хлорид ртути (II), хлорид цинка, роданид железа (III), уксусная кислота и др. являются слабыми электролитами.