Электролити́ческая диссоциа́ция — процесс распада молекул электролитов на ионы при растворении или плавлении .

Диссоциация в растворах

Диссоциация на ионы в растворах происходит вследствие взаимодействия растворённого вещества с растворителем ; по данным спектроскопических методов , это взаимодействие носит в значительной мере химический характер. Наряду с сольватирующей способностью молекул растворителя определённую роль в электролитической диссоциации играет также макроскопическое свойство растворителя — его диэлектрическая проницаемость.

Диссоциация при плавлении

Под действием высоких температур ионы кристаллической решётки начинают совершать колебания, кинетическая энергия повышается, и наступит такой момент (при температуре плавления вещества), когда она превысит энергию взаимодействия ионов. Результатом этого является распад вещества на ионы.

Классическая теория электролитической диссоциации

Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 1887 году . Аррениус придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействие электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. Русские химики И. А. Каблуков и В. А. Кистяковский в 1891 году применили для объяснения электролитической диссоциации химическую теорию растворов Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита происходит его химическое взаимодействие с водой, в результате которого электролит диссоциирует на ионы.

Классическая теория электролитической диссоциации основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой степенью диссоциации α, то есть долей распавшихся молекул электролита . Динамический прогресс между недиссоциированными молекулами и ионами описывается законом действующих масс . Например, электролитическая диссоциация бинарного электролита KA выражается уравнением типа:

${\displaystyle {\mbox{KA}}\rightleftarrows {\mbox{K}}^{+}+{\mbox{A}}^{-}}$

Константа диссоциации ${\displaystyle K_{d}}$ определяется активностями катионов ${\displaystyle a_{K^{+}}}$ , анионов ${\displaystyle a_{A^{-}}}$ и недиссоциированных молекул ${\displaystyle a_{KA}}$ следующим образом:

${\displaystyle K_{d}={\frac {a_{K^{+}}\cdot a_{A^{-}}}{a_{KA}}}}$

Значение ${\displaystyle K_{d}}$ зависит от природы растворённого вещества и растворителя, а также от температуры и может быть определено несколькими экспериментальными методами. Степень диссоциации ( α ) может быть рассчитана при любой концентрации электролита с помощью соотношения:

${\displaystyle K_{d}={\frac {\alpha ^{2}}{1-\alpha }}f^{\pm }}$ ,

где ${\displaystyle f^{\pm }}$ — средний коэффициент активности электролита.

Классическая теория Оствальда и Аррениуса применима для слабых электролитов в разбавленных растворах. Для сильных электролитов применяют теорию Дебая—Хюккеля

Слабые электролиты

Слабые электролиты – электролиты, незначительно диссоциирующие в водных растворах на ионы. Процесс диссоциации слабых электролитов обратим и подчиняется закону действующих масс.

• почти все органические кислоты и вода ;
• некоторые неорганические кислоты : HF , HClO , HClO ₂ , HNO ₂ , HCN , H ₂ S , HBrO , H ₂ CO ₃ , H ₂ SiO ₃ , H ₂ SO ₃ , H ₅ IO ₆ и др.;
• некоторые малорастворимые гидроксиды металлов : Fe(OH) ₃ , Zn(OH) ₂ и др.

Сильные электролиты

Си́льные электроли́ты — химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированны на ионы . Степень диссоциации таких электролитов близка к 1. К сильным электролитам относятся многие неорганические соли , некоторые неорганические кислоты и основания в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью ( амиды , кислоты и др.).

Классическая теория электролитической диссоциации применима лишь к разбавленным растворам слабых электролитов . Сильные электролиты в разбавленных растворах диссоциированы практически полностью, поэтому представления о равновесии между ионами и недиссоциированными молекулами лишено смысла. Согласно представлениям, выдвинутым в 20—30-х гг. XX в. ( СССР ), Н. Бьеррумом ( Дания ), Р. М. Фуоссом ( США ) и др., в растворах сильных электролитов при средних и высоких концентрациях образуются ионные пары и более сложные агрегаты. Современные спектроскопические данные показывают, что состоит из двух ионов противоположного знака, находящихся в контакте («контактная ионная пара») или разделённых одной или несколькими молекулами растворителя («разделённая ионная пара»). Ионные пары электрически нейтральны и не принимают участия в переносе электричества. В сравнительно разбавленных растворах сильных электролитов равновесие между отдельными сольватированными ионами и ионными парами может быть приближённо охарактеризовано, аналогично классической теории электролитической диссоциации, константой диссоциации (или обратной величиной — константой ассоциации). Это позволяет использовать вышеприведённое уравнение для расчёта соответствующей степени диссоциации, исходя из экспериментальных данных.

В простейших случаях (большие одноатомные однозарядные ионы) приближённые значения константы диссоциации в разбавленных растворах сильных электролитов можно вычислить теоретически, исходя из представлений о чисто электростатическом взаимодействии между ионами в непрерывной среде — растворителе.

Примеры сильных электролитов: некоторые кислоты ( HClO ₄ , HMnO ₄ , H ₂ SO ₄ , HCl , HBr ; HI ), гидроксиды щелочных и щёлочноземельных металлов ( NaOH , KOH , Ba(OH) ₂ ); большинство солей .

См. также

• Сольватация
• Закон разбавления Оствальда

Литература

• Кистяковский В. А. ,. // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). — СПб. , 1890—1907.

Ссылки

• Большая советская энциклопедия : [в 30 т.] / гл. ред. А. М. Прохоров . — 3-е изд. — М. : Советская энциклопедия, 1969—1978.