Кроме константы диссоциации силу электролита можно определить по значению другого параметра, зависящего от концентрации раствора. Таким параметром является кажущаяся степень диссоциации которая показывает долю молекул распавшихся на ионы.
Степень диссоциации ( ) - это отношение числа распавшихся на ионы молекул (N дис. ) к общему числу молекул растворенного вещества (N общ. ) :
Степень диссоциации выражают в долях единицы или в процентах. Поскольку общее число молекул вещества в растворе пропорционально количеству его вещества и его молярной концентрации, то можно записать:
(7.6.5.)
где n дис. и c дис. - соответственно, количество и молярная концентрация растворенного вещества, подвергшегося электролитической диссоциации.
К сильным электролитам условно относят вещества, кажущаяся степень диссоциации которых в растворе превышает 30% ( > 0,3). При < 3% ( < 0,03) электролиты считают слабыми, в других случаях о них говорят как об электролитах средней силы.
Степень диссоциации обычно определяют по данным измерения электропроводности растворов, которая прямо пропорциональна концентрации свободно движущихся ионов. При этом получают не истинные значения , а кажущиеся значения. Они всегда меньше истинных значений , т.к. ионы при движении к электродам сталкиваются и частично уменьшают свою подвижность, особенно при высокой их концентрации в растворе, когда возникает электростатическое притяжение между ионами. Например, истинное значение степени электролитической диссоциации HCl в разбавленном растворе равно 1, в 1 М растворе = 0,78 (78%) при 18 0 С, однако, в этом растворе не содержится 22% недиссоциированных молекул HCl, практически все молекулы диссоциированы.
Электролиты, которые в разбавленном водном растворе диссоциируют практически полностью, называют сильными электролитами .
К сильным электролитам в водных растворах принадлежат почти все соли, многие неорганические кислоты (H 2 SO 4 , HNO 3 , HClO 4 , галогеноводородные, кроме HF и др.), гидроксиды s-элементов (исключение - Be(OH) 2 и Mg(OH) 2). Кажущиеся значения a этих электролитов находятся в пределах от 70 до 100%. Диссоциация сильных электролитов - это практически необратимый процесс :
HCl H + + Cl - или HCl = H + + Cl -
кислоты - это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка, основания - это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием гидроксид-ионов OH - и катионов металла .
Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Каждую ступень характеризуют своим значением константы диссоциации, например:
В связи со ступенчатой диссоциацией многоосновные кислоты способны образовывать кислые соли , NaHSO 4 , NaHCO 3 , K 2 HPO 4 и т.д.
Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато:
Этим объясняют способность многокислотных оснований образовывать основные соли : CuOHCl, (ZnOH) 2 SO 4 и др.
Электролиты, которые в разбавленном водном растворе диссоциируют частично, называют слабыми. Диссоциация слабых электролитов - обратимый процесс
например:
Степень электролитической диссоциации зависит от:
природы электролита и растворителя;
концентрации раствора;
температуры
и возрастает при увеличении разбавления раствора :
Степень диссоциации возрастает при увеличении температуры раствора. Увеличение кинетической энергии растворенных частиц способствует распаду молекул на ионы, что приводит к возрастанию степени диссоциации при нагревании растворов.
Если в растворе слабой кислоты или слабого основания увеличить концентрацию одноименного иона введением соответствующей соли, то наблюдается резкое изменение степени диссоциации слабого электролита. Рассмотрим, например, как изменится уксусной кислоты (CH3COOH) при введении в раствор ацетата натрия (введение одноименных ионов CH3COO-).
Согласно принципу Ле Шателье равновесие процесса диссоциации
сместится влево в результате увеличения концентрации ацетат-ионов CH 3 COO - , образующихся при диссоциации ацетата натрия:
CH 3 COONa CH 3 COO - + Na + .
Такое смещение равновесия в сторону образования CH 3 COOH означает уменьшение степени ее диссоциации и приводит к уменьшению концентрации ионов водорода, например:
Таким образом, в результате введения в 1 л 0,01 М раствора CH 3 COOH 0,01 моль CH 3 COONa концентрация ионов водорода уменьшилась в
.
С точки зрения теории электролитической диссоциации амфотерные гидроксиды (амфолиты) - это вещества, диссоциирующие в водном растворе как по типу кислот, так и по типу оснований . К ним относят Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Cr(OH) 3 , и др. Например, уравнения электролитической диссоциации Be(OH) 2:
1) диссоциация по типу основания:
Be(OH) 2 + 3H 2 O OH - +
H 2 O OH - +
2) диссоциация по типу кислоты:
Be(OH) 2 + 2H 2 O H + +
H + +
Между константой и степенью диссоциации существует определенная закономерность, которую в 1888г.обнаружил В.Оствальд и сумел ее объяснить. Эта закономерность впоследствии была названа законом разведения Оствальда.
Экспериментальное установление правильности закона разбавления Оствальда имело большое значение для обоснования теории электролитической диссоциации.
K д связана спростой зависимостью. Если общую молярную концентрацию электролита в растворе обозначить С КА, то для бинарных электролитов концентрации ионов K y+ и A x- будут равны·C KA . Очевидно, что
= = ·C KA ,
C KA - ·C KA = C KA· (1-), тогда
(7.6.6.)
Для слабых электролитов 0 и (1 - ) 1. Следовательно,
(7.6.7.)
Полученная зависимость является математическим выражением закона разбавления Оствальда :
степень диссоциации слабого электролита увеличивается при разбавлении раствора обратно пропорционально корню квадратному из его молярной концентрации .
История открытия такого интересного явления в химии как электролитическая диссоциация началась в 1887 году, когда шведский химик Сванте Аренниус во время исследований электропроводности водных растворов, высказал предположение, что в подобных растворах вещества могут распадаться на заряженные частицы – ионы. Ионы эти пребывают в движении, передвигаясь к электродам, как положительно заряженному катоду, так и отрицательно заряженному аноду. Этот процесс распада и получил название электролитической диссоциации, именно он является причиной появления электрического тока в растворах.
Теория электролитической диссоциации
Классическая теория электролитической диссоциации, разработанная первооткрывателем С. Аренниусом совместно с В. Освальдом, прежде всего, предполагала, что распад молекул на ионы (собственно диссоциация) происходит под действием электрического тока. Впоследствии выяснилось, что это не совсем так, поскольку было выявлено существование ионов в водных растворах, независимо от того, проходил через них ток или нет. Тогда Сванте Аренниус сформировал новую теорию, суть ее заключается в том, что электролиты самопроизвольно распадаются на ионы под воздействием растворителя. А уже наличие ионов создают идеальные условия для электропроводности в растворе.
Примерно так выглядит электролитическая диссоциация схематично.
Большое значение электролитической диссоциации в растворах заключается в том, что она позволяет описывать свойства кислот, оснований и солей, и далее мы детально на этом остановимся
Электролитическая диссоциация кислот
Н 3 РО 4 ⇄ Н + Н 2 РО- 4 (первая ступень)
Н 2 РО 4 ⇄ Н + НРO 2 - 4 (вторая ступень)
Н 2 РО 4 ⇄ Н+ PО З - 4 (третья ступень)
Так выглядят химические уравнения электролитической диссоциации кислот. В примере показана электролитическая диссоциация фосфорной кислоты Н 3 РО 4 которая распадается на водород H (катион) и ионы анодов. Причем диссоциация много основных кислот проходит, как правило, только по первой ступени.
Электролитическая диссоциация оснований
Основания отличаются от кислот тем, что при их диссоциации в качестве катионов образуются гидроксид-ионы.
Пример уравнения химической диссоциации оснований
KOH ⇄ K + OH-; NH 4 OH ⇄ NH+ 4 + OH-
Основания, которые растворяются в воде, называют щелочами, их не так уж и много, в основном это основания щелочных и щелочноземельных , таких как LiOH, NaОН, КОН, RbОН, СsОН, FrОН и Са(ОН) 2 , Sr(ОН) 2 , Ва(ОН) 2 , Rа(ОН) 2
Электролитическая диссоциация солей
При электролитической диссоциации солей в качестве катионов образуются металлы, а также катион аммония NH 4 , а анионами стают кислотные остатки.
(NH 4) 2 SO 4 ⇄ 2NH+ 4 + SO 2 - 4 ; Na 3 PO 4 ⇄ 3Na + PO 3- 4
Пример уравнения электролитической диссоциации солей.
Электролитическая диссоциация, видео
И в завершение образовательное видео по теме нашей статьи.
Фундаментальной опорой химии, наравне с периодической системой Д. И. Менделеева, строением органических соединений А. М. Бутлерова, другими значимыми открытиями, является и теория электролитической диссоциации. В 1887 году она была разработана Сванте Аррениусом для объяснения специфического поведения электролитов в воде, других полярных жидкостях и расплавах. Он нашёл компромисс между двумя категорически разными, существующими на то время теориями о растворах - физической и химической. Первая утверждала, что растворённое вещество и растворитель никак друг с другом не взаимодействуют, образуя простую механическую смесь. Вторая, что между ними происходит химическая связь. Оказалось, что на самом деле растворам присущи и те, и другие свойства.
В последующих этапах развития науки многие учёные продолжали исследования и разработки в этой области, опираясь на имеющиеся сведения о строении атомов и природе химических связей между ними. В частности И. А. Каблуков занимался вопросом сольватационных процессов, В. А. Кистяковский определил зависимость поднятия столба жидкости в капилляре в условиях температуры кипения от молекулярного веса.
Современная трактовка теории
До появления данного открытия многие свойства и обстоятельства процессов расщепления были не изучены, как и сами растворы. Электролитическая диссоциация - это процесс распада вещества на составляющие его ионы в воде или других полярных жидкостях, взаимодействия частиц соединения с молекулами растворителя, появления подвижности катионов и анионов в узлах кристаллической решетки из-за расплавления. В результате этого образованные субстанции получают новое свойство - электрическую проводимость.
Ионы, находясь в свободном состоянии раствора или расплава, взаимодействуют между собой. Одноимённо заряженные отталкиваются, разноименные - притягиваются. Заряженные частицы сольватированы молекулами растворителя - каждая плотно окружена строго ориентированными диполями соответственно силам притяжения Кулона, в частном случае гидратированы, если среда водная. Катионы всегда имеют большие радиусы, чем анионы из-за специфики расположения вокруг них частиц с локализованными по краям зарядами.
Состав, классификация и названия заряженных частиц в свете электролитической диссоциации
Ионом называют атом или группу атомов, которые являются носителями положительного или отрицательного заряда. Им присуще условное подразделение на простые (К (+) , Са (2+) , Н (+) - состоящие из одного химического элемента), сложные и комплексные (ОН (-) , SO 4 (2-) , НСО 3 (-) - из нескольких). Если катион или анион связан с молекулой растворителя, он называется сольватированным, с диполем молекулы Н 2 О - гидратированным.
Когда происходит электролитическая диссоциация воды, образуется две заряженные частицы Н (+) и ОН (-) . Протон водорода принимает на вакантную орбиталь неподелённую электронную пару кислорода из другой молекулы воды, в результате чего образуется ион гидроксония Н 3 О (+) .
Основные положения открытия Аррениуса
Все представители классов неорганических соединений, кроме оксидов, в растворах ориентированных диполей жидкостей распадаются, говоря химическим языком - диссоциируют на составляющие их ионы в большей или меньшей степени. Наличия электрического тока этот процесс не требует, уравнение электролитической диссоциации является его схематической записью.
Попадая в раствор или расплав, ионы могут подвергаться действию электрического тока и направленно двигаться к катоду (отрицательному электроду) и аноду (положительному). Последние притягивают противоположно заряженные атомные агрегаты. Отсюда частицы и получили свои названия - катионы и анионы.
Параллельно и одновременно с распадом вещества идёт обратный процесс - ассоциация ионов в исходные молекулы, поэтому стопроцентного растворения вещества не происходит. Такое уравнение реакции электролитической диссоциации содержит знак равенства между правой и левой его частями. Электролитическая диссоциация, как любая другая реакция, подчиняется законам, регулирующим химическое равновесие, не является исключением и закон действующих масс. Он гласит, что скорость процесса распада на ионы пропорциональна концентрации электролита.
Классификация веществ при диссоциации
Химическая терминология подразделяет вещества на нерастворимые, малорастворимые и растворимые. Два последних - это слабые и сильные электролиты. Сведения о растворимости тех или иных соединений сведены в таблицу растворимости. Диссоциация сильных электролитов - это необратимый процесс, они нацело распадаются на ионы. Слабые - лишь частично, им присуще явление ассоциации, а следовательно, равновесность происходящих процессов.
Важно отметить, что прямой зависимости между растворимостью и силой электролита нет. У сильных она может быть слабо выражена. Так же как и слабые электролиты могут быть хорошо растворимы в воде.
Примеры соединений, растворы которых проводят электрический ток
К классу «сильные электролиты» относят все хорошо диссоциирующие кислоты, такие как азотная, соляная, бромная, серная, хлорная и другие. В одинаковой степени и щёлочи - гидроокислы щелочных и отдельные представители группы «щелочноземельные металлы». Интенсивна электролитическая диссоциация солей, кроме определённых цианатов и тиоцианатов, а также хлорида ртути (II).
Класс «слабые электролиты» представляют остальные минеральные и почти все органические кислоты: угольная, сульфидная, борная, азотистая, сернистая, кремниевая, уксусная и другие. А также малорастворимые и углеводородные основания и амфотерные гидроксиды (гидроокиси магния, бериллия, железа, цинка в степени окисления (2+)). В свою очередь, молекулы воды являются очень слабыми электролитами, но всё же распадаются на ионы.
Количественное описание диссоциирующих процессов
Степень электролитической диссоциации фактически характеризует масштабы процесса расщепления. Её можно вычислить - число расщепившихся на ионы частиц необходимо разделить на общую численность молекул растворённого вещества в системе. Обозначают эту величину буквой «альфа».
Логично, что для сильных электролитов «α» равна единице, или ста процентам, так как число распавшихся частиц равно общему их количеству. Для слабых - всегда меньше единицы. Полного распада исходных молекул на ионы в водной среде не происходит, и идёт обратный процесс.
Главные факторы, влияющие на полноту распада
На степень электролитической диссоциации влияет ряд неоспоримых факторов. В первую очередь важна природа растворителя и вещества, распадающегося в нём. Например, все сильные электролиты имеют ковалентный сильно полярный или ионный тип связи между составными частицами. Жидкости представлены диполями, в частности вода, в молекулах имеется разделение зарядов, и в результате их специфической ориентации происходит электролитическая диссоциация растворённого вещества.
На значение «альфа» обратно пропорционально влияет концентрация. При её увеличении значение степени диссоциации уменьшается, и наоборот. Сам процесс всецело эндотермический, то есть для его инициации необходимо определённое количество теплоты. Влияние температурного фактора обосновано так: чем он выше, тем больше степень диссоциации.
Второстепенные факторы
Многоосновные кислоты, такие как фосфорная, и основания в составе с несколькими гидроксильными группами, например, Fe(ОН) 3 , распадаются на ионы ступенчато. Определена зависимость - каждая последующая стадия диссоциации характеризуется степенью, которая в тысячи или десятки тысяч раз меньше предыдущей.
Изменить степень распада может и добавление в систему других электролитов, изменяющих концентрацию одного из ионов основного растворённого вещества. Это влечёт за собой смещение равновесия в сторону, которое определяется правилом Ле Шателье-Брауна - реакция протекает в том направлении, в котором наблюдается нейтрализация влияния, оказанного на систему извне.
Классическая константа равновесного процесса
Для характеристики процесса распада слабого электролита, помимо его степени, применяется константа электролитической диссоциации (К д), которая выражается отношением концентраций катионов и анионов к количественному содержанию в системе исходных молекул. По сути, она является обычной постоянной химического равновесия для обратимой реакции расщепления растворённого вещества на ионы.
Например, для процесса распада соединения на составляющие его частицы константа диссоциации (К д) будет определяться частным постоянных концентраций катионов и анионов в составе раствора, возведённых в степени, соответствующие цифрам, стоящим перед ними в химическом уравнении, и общего числа оставшихся не продиссоциировавших формульных единиц растворённого вещества. Прослеживается зависимость - чем выше (К д), тем больше число катионов и анионов в системе.
Связь концентрации слабого распадающегося соединения, степени диссоциации и константы определяется с помощью закона разведения Оствальда уравнением: К д = α 2 с.
Вода как слабо диссоциирующее вещество
Дипольные молекулы в крайне небольшой степени распадаются на заряженные частицы, так как это энергетически невыгодно. Всё же идёт расщепление на катионы водорода и гидроксильные анионы. С учётом гидратационных процессов можно говорить об образовании из двух молекул воды иона гидроксония и ОН (-) .
Постоянная диссоциация определяется отношением произведения протонов водорода и гидроксидных групп, называемого ионным произведением воды, к равновесной концентрации не распавшихся молекул в растворе.
Электролитическая диссоциация воды обуславливает наличие в системе Н (+) , которые характеризуют её кислотность, а присутствие ОН (-) - основность. Если концентрации протона и гидроксильной группы равны, такая среда называется нейтральной. Существует так называемый водородный показатель - это отрицательный логарифм от общего количественного содержания Н (+) в растворе. рН меньше 7 говорит о том, что среда кислая, больше - о её щелочности. Это очень важная величина, по её экспериментальному значению анализируют биологические, биохимические и химические реакции различных водных систем - озёр, прудов, рек и морей. Неоспорима также актуальность водородного показателя для промышленных процессов.
Запись реакций и обозначения
Уравнение электролитической диссоциации с помощью химических знаков описывает процессы распада молекул на соответствующие частицы и называется ионным. Оно в разы проще стандартного молекулярного и имеет более общий вид.
При составлении такого уравнения нужно учитывать, что вещества, осаждающиеся или удаляющиеся из реагирующей смеси в составе паров газа в ходе реакции, всегда необходимо записывать только в молекулярной форме, в отличие от соединений электролитов, сильные представители которых только в расщепившемся на ионы виде входят в состав растворов. Электролитическая диссоциация для них - необратимый процесс, так как ассоциация невозможна в силу образования не расщепляющихся веществ или газов. Для такого типа уравнения действуют те же правила, что и для прочих химических реакций - суммы коэффициентов левых и правых частей обязательно должны быть равны друг другу для соблюдения материального баланса.
Электролитическая диссоциация кислот и оснований может идти в несколько стадий, если вещества многоосновные или многокислотные. Для каждой подреакции записывается своё уравнение.
Роль в химической науке и её развитии
Величайшее значение создание теории Сванте Аррениуса имело для общего процесса становления физической и, в частности, электрохимической науки. На основе открытия такого явления, как электролитическая диссоциация, интенсивное развитие получили электродные процессы, специфика прохождения токов через различные среды, теория наведения катодно-анодных потенциалов. Кроме этого, значительно продвинулась вперёд теория растворов. Небывалые открытия ждали и химическую кинетику, область коррозии металлов и сплавов, а также работы по поиску новых средств защиты от неё.
В современном мире ещё так много нового и неизвестного. С каждым днём учёные продвигаются всё дальше в познании такой великой дисциплины, как химия. Электролитическая диссоциация, а также её создатели и последователи навсегда заняли почётное место в контексте развития мировой науки.
При диссоциации кислот роль катионов играют ионы водорода (H +), других катионов при диссоциации кислот не образуется:
HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Именно ионы водорода придают кислотам их характерные свойства: кислый вкус, окрашивание индикатора в красный цвет и проч.
Отрицательные ионы (анионы), отщепляемые от молекулы кислоты, составляеют кислотный остаток .
Одной из характеристик диссоциации кислот является их оснОвность - число ионов водорода, содержащихся в молекуле кислоты, которые могут образоываваться при диссоциации:
- одноосновные кислоты: HCl, HF, HNO 3 ;
- двухосновные кислоты: H 2 SO 4 , H 2 CO 3 ;
- трехосновные кислоты: H 3 PO 4 .
Процесс отщепления катионов водорода в многоосновных кислотах происходит ступенчато: сначала отщепляется один ион водорода, затем другой (третий).
Ступенчатая диссоциация двухосновной кислоты:
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - HSO 4 - ↔ H + + HSO 4 2-
Ступенчатая диссоциация трехосновной кислоты:
H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3-
При диссоциации многоосновных кислот самая высокая степень диссоциации приходится на первую ступень. Например, при диссоциации фосфорной кислоты степень диссоциации первой ступени равняется 27%; второй - 0,15%; третьей - 0,005%.
Диссоциация оснований
При диссоциации оснований роль анионов играют гидроксид-ионы (ОH -), других анионов при диссоциации оснований не образуется:
NaOH ↔ Na + + OH -
Кислотность основания определяется кол-вом гидроксид-ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы основания:
- однокислотные основания - KOH, NaOH;
- двухкислотные основания - Ca(OH) 2 ;
- трехкислотные основания - Al(OH) 3 .
Многокислотные основания диссоциируют, по аналогии с кислотами, также ступенчато - на каждом этапе отщепляется по одному гидроксид-иону:
Некоторые вещества, в зависимости от условий, могут выступать, как в роли кислот (диссоциировать с отщеплением катионов водорода), так и в роли оснований (диссоциировать с отщеплением гидроксид-ионов). Такие вещества называются амфотерными (см. Кислотно-основные реакции).
Диссоциация Zn(OH) 2 , как основания:
Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH - ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -
Диссоциация Zn(OH) 2 , как кислоты:
Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2H + + 2-
Диссоциация солей
Соли диссоциируют в воде на анионы кислотных остатков и катионы металлов (или других соединений).
Классификация диссоциации солей:
- Нормальные (средние) соли получаются полным одновременным замещением всех атомов водорода в кислоте на атомы металла - это сильные электролиты, полностью диссоциируют в воде с образованием катоинов металла и однокислотного остатка: NaNO 3 , Fe 2 (SO 4) 3 , K 3 PO 4 .
- Кислые соли содержат в своем составе кроме атомов металла и кислотного остатка, еще один (несколько) атомов водорода - диссоциируют ступенчато с образованием катионов металла, анионов кислотного остатка и катиона водорода: NaHCO 3 , KH 2 PO 4 , NaH 2 PO 4 .
- Основные соли содержат в своем составе кроме атомов металла и кислотного остатка, еще одну (несколько) гидроксильных групп - диссоциируют с образованием катионов металла, анионов кислотного остатка и гидроксид-иона: (CuOH) 2 CO 3 , Mg(OH)Cl.
- Двойные соли получаются одновременным замещением атомов водорода в кислоте на атомы различных металлов: KAl(SO 4) 2 .
- Смешанные соли диссоциируют на катионы металла и анионы нескольких кислотных остатков: CaClBr.
(1887) для объяснения свойств водных растворов электролитов. В дальнейшем она развивалась многими учеными на основе учения о строении атома и химической связи. Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям:
Схема растворения кристалла поваренной соли. Ионы натрия и хлора в растворе.
1. Электролиты при растворении в воде диссоциируют (распадаются) на ионы - положительно и отрицательно заряженные. («Ион» в переводе с греческого означает «странствующий». В растворе ионы беспорядочно движутся в различных направлениях.)
2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные движутся к катоду, отрицательно заряженные - к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые - анионами. Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженных электродами.
3. Диссоциация - обратимый процесс. Это означает, что наступает такое состояние равновесия, при котором сколько молекул распадается на ионы (диссоциация), столько их вновь образуется из ионов (ассоциация). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости.
Например:
KA ↔ K + + A − ,
где KA - молекула электролита, K + - катион, A − - анион.
Учение о химической связи помогает ответить на вопрос, почему электролиты диссоциируют на ионы. Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью, так как они уже состоят из ионов (см. Химическая связь). При их растворении диполи воды ориентируются вокруг положительного и отрицательного ионов. Между ионами и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В результате связь между ионами ослабевает, происходит переход ионов из кристалла в раствор. Аналогично диссоциируют и электролиты, молекулы которых образованы по типу ковалентной полярной связи. Диссоциация полярных молекул может быть полной или частичной - всё зависит от степени полярности связей. В обоих случаях (при диссоциации соединений с ионной и полярной связью) образуются гидратированные ионы, т. е. ионы, химически связанные с молекулами воды.
Основоположником такого взгляда на электролитическую диссоциацию был почетный академик И. А. Каблуков . В отличие от теории Аррениуса, не учитывавшей взаимодействия растворенного вещества с растворителем, И. А. Каблуков к объяснению электролитической диссоциации применил химическую теорию растворов Д. И. Менделеева. Он показал, что при растворении происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы . И. А. Каблуков полагал, что в водном растворе содержатся только гидратированные ионы. В настоящее время это представление общепринято. Итак, гидратация ионов - основная причина диссоциации. В других, неводных растворах электролитов химическая связь между частицами (молекулами, ионами) растворенного вещества и частицами растворителя называется сольватацией.
Гидратированные ионы имеют как постоянное, так и переменное число молекул воды. Гидрат постоянного состава образует ионы водорода Н + , удерживающие одну молекулу воды,- это гидратированный протон H + (H 2 O). В научной литературе его принято изображать формулой H 3 O + (или OH 3 +) и называть ионом гидроксония.
Поскольку электролитическая диссоциация - процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с их ионами присутствуют и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации (обозначается греческой буквой а). Степень диссоциации - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, n к общему числу растворенных молекул N:
Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1, или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Различные электролиты имеют различную степень диссоциации. С разбавлением раствора она увеличивается, а при добавлении одноименных ионов (одинаковых с ионами электролита) - уменьшается.
Однако для характеристики способности электролита диссоциировать на ионы степень диссоциации не очень удобная величина, так как она. зависит от концентрации электролита. Более общей характеристикой является константа диссоциации K. Ее легко вывести, применив закон действия масс к равновесию диссоциации электролита (1):
K = () / ,
где KA - равновесная концентрация электролита, и - равновесные концентрации его ионов (см. Равновесие химическое). K от концентрации не зависит. Она зависит от природы электролита, растворителя и температуры. Для слабых электролитов чем больше K (константа диссоциации), тем сильнее электролит, тем больше ионов в растворе.
Сильные электролиты констант диссоциации не имеют. Формально их можно вычислить, но они не будут постоянными при изменении концентрации.