Необратимости

Взаимодействие с растворителем растворенного вещества может вызвать распад

последнего на ионы. Распад растворенного вещества на ионы под действием молекул

растворителя называется электролитической диссоциацией или

ионизацией веществ в растворах.

Возможность и степень распада растворенного вещества на ионы определяется

природой растворенного вещества и растворителя. Электролитической диссоциации

подвергаются ионные соединения и молекулярные соединения с полярным типом

связи в полярных растворителях. Вода относится к наиболее сильноионизирующим

растворителям.

Вещества, распадающиеся в растворах или расплавах на положительно заряженные (

катионы) и отрицательно заряженные (анионы) ионы, называются

электролитами. Электролитами являются кислоты, основания, соли.

Ионы в растворе сольватированы (гидратированы), т.е. окружены оболочкой из

молекул растворителя. Катионы К связаны с молекулами воды гидратной оболочки

донорно-акцепторной связью и являются акцепторами электронных пар; доноры –

атомы кислорода Н₂О.

Анионы А – связаны с молекулами Н₂О либо кулоновскими силами, либо

водородной связью, при образовании которой они – доноры электронных пар.

Схематически гидратную оболочку ионов можно изобразить следующим образом:

Обычно пользуются упрощенными уравнениями электролитической диссоциации, в

которых гидратная оболочка ионов не указывается.

По степени диссоциации α в растворах электролиты подразделяют на

сильные и слабые:

Степень диссоциации выражают в долях единицы или процентах. Электролиты, у

которых α<1, относятся к слабым, у сильных электролитов α

= 1.

К сильным электролитам в водных растворах принадлежат почти все соли, многие

неорганические кислоты, гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов.

Сильные электролиты в водных растворах распадаются на ионы полностью. Их

истинная степень диссоциации не зависит от концентрации раствора.

Диссоциация слабых электролитов - обратимый процесс. Для диссоциации слабого

бинарного электролита КА

на основании ЗДМ справедливо соотношение:

Константу равновесие К в данном случае называют константой ионизации.

Согласно закону разбавления Оствальда, константа диссоциации бинарного

электролита связана со степенью диссоциации соотношением:

Это уравнение выражает зависимость степени диссоциации от концентрации раствора.

Если α<<1, то

Иными словами, закон Оствальда гласит: с уменьшением концентрации

раствора степень диссоциации слабого электролита увеличивается. В

соответствии с принципом Ле-Шателье введение в раствор слабого электролита

одноименных ионов уменьшает степень его диссоциации. При уменьшении

концентрации одного из ионов диссоциация слабого электролита усиливается.

Вода является очень слабым амфотерным электролитом: К = 1,8·10^-16.

В воде и разбавленных водных растворах электролитов значения концентрации и

активности практически совпадают, а с(Н2О) практически постоянна. Поэтому можно

считать постоянным ионное произведение воды (произведение концентраций

водородных ионов и гидроксид-ионов при данной температуре для воды и

разбавленных водных растворов) K_W(KH2O): K_W =

K∙c(H2O) = c(H⁺)∙c(OH^-). При 25°С Kw =

10ˉ¹⁴ моль² /л². При увеличении температуры Kw

значительно возрастает. В любом растворе одновременно присутствуют Н⁺

и ОН^– ионы. Кислотность и щелочность среды обычно характеризуют

концентрацией водородных ионов или водородным показателем рН. Он равен

десятичному логарифму концентрации водородных ионов, взятому с обратным знаком:

pH = - lgc(H). Значение рН может быть больше 14 и быть отрицательным.

Приближенно реакцию среды определяют с помощью специальных реактивов –

индикаторов.