Рис.1 Схема диссоциации молекулы электролита на ионы

В полярном растворителе

На диссоциацию влияет не только величина диэлектрической постоянной среды. Большое значение имеет химическое взаимодействие между молекулами растворенного вещества и растворителя (сольватация), сопровождающаяся выделением или поглощением теплоты сольватации. Поэтому одинаково диссоциированные в воде соли по-разному ведут себя в различных растворителях, даже если их диэлектрическая проницаемость будет одинаковой.

1.4. Закон разведения Оствальда

Как уже указывалось, теория электролитической диссоциации, не смотря на ее явные недостатки, со временем добавлялась, расширялась и надстраивалась многими учеными. Вначале был предложен механизм процесса диссоциации. Электролит стали рассматривать как фазу переменного состава. А это означает, что раствор обладает одинаковыми интенсивными свойствами во всех частях и состав его можно менять непрерывно. Однородность раствора является следствием равномерного статистического распределения ионов в среде растворителя. Образование ионов из нейтральных молекул электролита протекает с участием молекул растворителя. Более того, само появление ионов зависит от природы растворителя. Ниже приведенные примеры ярко свидетельствуют о том, что сила электролита зависит не только от растворенного вещества, но и от растворителя (см. табл.2):

Зависимость силы электролита от природы растворителя

и растворенного вещества

Таблица 2

Растворенное вещество	растворитель	Тип электролита
HCl	вода H2O	сильный электролит
HCl	бензол C6H6	неэлектролит
HCl	циклогексан C6H12	неэлектролит
CH3COOH	вода H2О	слабый электролит
CH3COOH	жидкий аммиак NH3	сильный электролит

Об ионизирующей способности растворителя можно судить по электрической проводимости раствора. Замечено, что, наряду с водой, хорошей ионизирующей способностью обладают жидкости с высокой диэлектрической проницаемостью, например, жидкие N - амиды, диметилформамид.

Диссоциация слабых электролитов – это обратимый процесс. При любой температуре в растворе слабого электролита находятся катионы, анионы и молекулы.

Рассмотрим вывод закона Оствальда на примере диссоциации слабого электролита (уксусной кислоты):

CH₃COOH = CH₃COO^- + H⁺.

Определяем константу диссоциации по формуле:

.

Допустим, что в V мл раствора содержится а моль вещества уксусной кислоты (CH₃COOH), тогда исходная концентрация уксусной кислоты равна:

.

Обозначим через X - число молей CH₃COOH , распавшихся на ионы, тогда концентрация ионов будет равна:

= [H⁺] = [CH₃COO^- ] ,

А концентрация непродиссоциировавших молекул определится как:

= [ CH₃COOH] ;

отсюда константа равновесия равна:

.

Обозначим «Х» через степень диссоциации: , тогда:

, , .

Учитывая, что , получаем уравнение, которое называется законом разведения Оствальда:

. (13)

Для слабых электролитов  << 0, тогда знаменатель приблизительно равен 1 и упрощенная форма закона разведения Оствальда будет иметь вид:

К_Д = ² ∙C . (14)

Находим отсюда степень диссоциации:

. (15)

Степень диссоциации изменяется обратнопропорционально корню квадратному из концентрации. Так, при уменьшении концентрации в 100 раз, степень диссоциации возрастет в 10 раз.