Электролитическая диссоциация

Растворы состоят из растворителя и одного (или более) растворенных веществ. Наиболее распространенными яв­ля­­ют­ся водные растворы (растворитель вода). В неводных растворах, которые в последнее время находят все боль­шее применение, могут быть использованы другие раство­рители (бензол, спирт, жидкий аммиак и т.д.).

Растворенное вещество в растворах находится в виде изолированных молекул или ионов. В процессе образо­вания раствора большую роль играет взаимодей­ствие частиц растворенного вещества (молекул или ионов) с молекулами растворителя, т.е. сольватация (гидратация, если раствори­те­лем является вода). Энерге­ти­ческий эффект, наблюдае­мый при растворении 1 моля вещества, называется энтальпией растворения (кДж/моль). Процесс растворения может быть экзотерми­чес­ким (например, КОН) или эндотермическим (например, КNO₃). Сольва­тация (гидрата­ция) играет решающую роль и в процессах электро­литической диссоциации молекул растворенного вещества на ионы.

В соответствии с теорией электролитической диссо­циа­­ции в растворах некоторых веществ происходит об­ратимый распад молекул на ионы. Поэтому в растворах таких ве­ществ одновременно присутствуют молекулы и ионы. Количественно способность молекул вещества к электро­литической диссоциации описывается степенью электроли­ти­чес­кой диссоциации  ( % =   100 %) и константой электролитической диссоциации K_дис., т.е. константой равно­ве­сия, записанной для обратимого про­цес­са электро­литической диссоциации. Способность к элект­ро­ли­ти­ческой диссоциации зависит от природы раство­ренного вещества, природы растворителя, от тем­пе­ратуры, концент­ра­ции раствора и наличия в растворе одноименных ионов. Закон разбавления (разве­де­ния) Ост­вальда устанавливает взаимо­связь между , K_дис и мо­лярной концентрацией раство­рен­ного вещества в раство­ре С_М

K_дис. = C_M  ².

По величине степени диссоциации  электролиты условно делят на слабые (  3 %), сильные (  30 %) и средней силы ( = 3-30 %).

Классы	Электролиты
	сильные	слабые	средние
Кислоты	HCl, HNO3, HI, H2SO4	HF, HCN, CH3COOH, H2S, H2CO3, H2SO3	H3PO4
Основания	NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2,	Zn(OH)2, Al(OH)3	-
Соли	большинство	-	-

В растворах сильных электролитов (особенно при ма­лых концентрациях С_м  0,1 моль/л) можно принять, что все молекулы растворенного вещества полностью распа­даются на ионы, а недиссоциированные молекулы отсут­ст­вуют.

Вода относится к очень слабым электролитам (K_дис. = 1,8  10^-16). Произведение [Н⁺]  [ОН^-] = 10^-14 при t = 22 ^oC постоянно для чистой воды и водных растворов различных веществ. Возможность и скорость протекания реакций в водных растворах в большей степени зависит от концентрации [Н⁺], поэтому эта величина имеет большое значение. Для удобства используют не величину [Н⁺], а водородный показатель рН = -lg[Н⁺].