7.7. Растворы электролитов

Растворы неорганических веществ - солей, кислот, оснований проводият электрический ток. При этом для них осмотическое давление, понижение давления пара, изменения температур замерзания и кипения всегда больше, чем у растворов органических веществ той же концентрации.

Причиной этих явлений по мнению С.Аррениуса является диссоциация – распад этих веществ, названных электролитами, на ионы. Именно ионы делают эти растворы электропроводными.

Свои предположения С. Аррениус развил в теории электролитической диссоциации, согласно которой молекулы электролитов в растворах распадаются (диссоциируют) на ионы: положительные – катионы и отрицательные – анионы. Процесс диссоциации изображается с помощью уравнений реакций, например: MgCl₂=Mg²⁺+2Cl^-.

При диссоциации хлорида магния образуются три иона, т.е. в три раза больше частиц, отсюда понятно, почему понижение температуры замерзания в разбавленном 0,2 н расторе этой соли оказывается в три раза больше, чем в молекулярном растворе той же концентрации.

Процесс диссоциации кристаллической соли происходит в результате электростатического взаимодействия ионов кристаллической решетки с диполями воды. При этом к положительно заряженным ионами соли молекулы воды притягиваются своими отрицательными полюсами, а к отрицательным ионам – положтительными. Связь ионов в кристалле растворенного вещества ослабевает и разрывается. В раствор переходят гидратированные ионы (ионы, окруженные оболочками из молекул растворителя).

Если в молекуле электролита атомы связаны ковалентной полярной связью, и несут частичный отрицательный и частичный положительные заряды (например, H^δ+Cl^δ–), то диполи воды, ориентируются вокруг молекулы электролита, притягиваясь противоположными полюсами к полюсам диполя. Сначала в результате взаимодействия противоположных полюсов молекул растворенного вещества и растворителя происходит поляризация ковалентной связи в молекуле растворенного вещества и превращение связи в ионную, затем происходит диссоциация молекулы на ионы: H^δ+Cl^δ–→H⁺Cl^- →H⁺+Cl^-. Образовавшиеся ионы в растворе связаны с молекулами воды, например, протон образует ион гидроксония H₃O⁺.

Однако при столкновении гидратированных ионов с противоположными знаками может происходить и обратный процесс – молязация. Кроме того, как следует из результатов измерения осмотического давления растворов электролитов, не все молекулы в растворах электролитов распадаются на ионы. Поэтому для характеристики этого явления Аррениус ввел понятие степени диссоциации.

7.7.1. Степень диссоциации

Отношение числа молекул распавшихся на ионы к общему числу растворенных молекул называется степенью диссоциации (α). Выражается степень диссоциации в долях или процентах.

По степени диссоциации электролиты подразделяются на сильные, средние и слабые. Сильные: α > 30% (почти все соли, щелочи, ряд минеральных кислот: H₂SO₄, HNO₃, HCl, HClO₄). Средней силы: α от 2% до 30% (H₃PO₄, HF). Слабые: α  2% (нерастворимые основания, органические кислоты и некоторые неорганические кислоты: H₂CO₃, H₂SiO₃, H₂S и др).

Степень диссоциации зависит от природы вещества (полярности связи), концентрации растворенного вещества, температуры. С разбавлением раствора (уменьшением концентрации) степень диссоциации растет. С увеличением температуры  незначительно понижается у сильных электролитов, так как усиливается тепловое движение ионов, ионы теряют свои гидратные оболочки, поэтому при столкновении легче проходит процесс молязации (образование молекул из ионов). У слабых электролитов зависимость степени диссоциации от температуры имеет характер кривой с максимумом (подумайте почему).

Природа растворителя влияет на диссоциацию через его диэлектрическую проницаемость (вода – 81, спирт – 25, ацетон – 21). (см. закон Кулона), уменьшая силу притяжения разноименных ионов.