На ионы и равна отношению числа распавшихся молекул (формульных единиц)

на ионы к общему числу растворенных молекул (формульных единиц):

N_{число растворенных молекул, распавшихся на ионы}

α= ———————————————————————

N_{общее число растворенных молекул}

 

Например, если из каждых 100 молекул хлорида натрия при растворении

распалось на ионы 85, то степень диссоциации α = 0,85, или в процентах ─

85%.

Степень диссоциации зависит и от природы растворителя и растворяемо-

го вещества, температуры и концентрации. С увеличением температуры сте-

пень диссоциации увеличивается, так как повышается вероятность разрыва свя-

зей между ионами в молекулах растворенного вещества, и наоборот. С увели-

чением концентрации растворенного вещества степень диссоциации уменьша-

ется, потому что в растворе появляется значительно количество ионов, и ско-

рость обратного процесса – ассоциации возрастает. Влияние природы раство-

рителя и растворяемого вещества на степень диссоциации связано с характером

собственных связей и их энергией в молекулах веществ и взаимодействием мо-

лекул между собой.

По величине степени диссоциации все электролиты условно подразделя-

ют на 3 группы. Растворы, в которых определяемая (кажущаяся) степень диссоциации растворенного вещества составляет величину большую 30% (α > 30%) называют сильными электролитами, со степенью диссоциации α меньше 3% (α < 3%) – слабыми электролитами. Растворы со степенью диссоциации растворенного вещества в про-

межуточной области α = 3 ÷ 30% называют средними электролитами.

К сильным электролитам в водном растворе относятся почти все соли,

многие неорганические кислоты (HSFO₃, HClO₄, HCl, H₂SO₄, HBr, HI, HNO₃ и др.) и гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (NaOH, KOH, Ba(OH)₂ и др.).

К слабым электролитам относятся водные растворы H₂S, HCN, H₂SiO₃,

H₃BO₃, одноосновные органические кислоты, гидроксиды многих металлов (Cu(OH)₂, Fe(OH)₃, Zn(OH)₂, Ni(OH)₂, Pb(OH)₂,

Al(OH)₃ и многие, многие другие), органические кислоты, соли ртути HgCl₂, CdCl₂

и некоторые другие.

Средними электролитами принято считать водные растворы фосфорной,

сернистой, муравьиной, щавелевой и некоторых других (Табл.2.3).

 

Таблица 2.3. Степень диссоциации в водных растворах некоторых

кислот, оснований и солей при температуре 18⁰С

 

Сильные электролиты	HCl	HNO3	Bа(OH)2	КОН	KCl	NaCl
концентрация	1M	1M	1н	1н	0,1н	0,1н
Степень диссоциации	0,784	0,820	0,69	0,77	0,86	0,80
Средней силы эл-ты	HF	H3PO4
концентрация	1M	0,5н
Степень диссоциации	0,079	0,170
Слабые электролиты	H2S	H3BO3	HCN	H2CO3	CH3COOH	NH4OH
концентрация	0,1M	0,1M	0,1н	0,1M	1М	1М
Степень диссоциации	0,0007	0,0001	0,0001	0,0017	0,004	0,004

 

Другим возможным механизмом образования ионов при растворении является образование нового химического соединения в растворе с последующей его диссоциацией. То есть возможен полный или частичный перенос электронов между частицами растворяемого вещества и растворителя (донорно-акцепторное взаимодействие, например). В результате ионизируется не растворяемое вещество, а продукт его взаимодействия с растворителем.

Например, растворение аммиака в воде можно изобразить следующими

равновесными процессами:

NH₃ газ + H₂Oжид. ↔ NH₄OHраствор ↔ NH₄⁺раствор + OH^-раствор,

или с учетом перераспределения электронов между взаимодействующими час-

тицами:

 

H H

H: N: + H ⁺―OH^- ↔ H: N: H ― OH ↔ NH₄⁺ + OH^-.

H H

 

 

В данном случае поляризованный атом водорода Н⁺ (ион водорода) моле-

кулы воды, имея свободную орбиталь, взаимодействует по донорно–

акцепторному механизму с молекулой аммиака, имеющей свободную валентную пару электронов. В результате образуется ион аммония [NH₄]⁺ и связанный с ним ион гидроксила ОН^-. Связь между ними под действием полярных молекул растворителя (воды) разрушается и в растворе появляются отдельные, самостоятельные ионы аммония [NH₄]⁺ и OH^-, окруженные молекулами воды. Мы говорим: происходит диссоциация продукта взаимодействия растворяемого и растворителя.

Аналогично происходит диссоциация и при растворении, например, молекул SO₂ и CO₂, которые можно представить следующими схемами:

SO₂ газ + H₂Oжид. ↔ H₂SO₃ раствор ↔ H⁺раствор + HSO₃^-раствор,

CO₂ газ + H₂Oжид. ↔ H₂CO₃ раствор ↔ H⁺раствор + HCO₃^-раствор.

Наверное, механизмы диссоциации молекул могут быть разные и более

сложные, чем представляемые вышеприведенными схемами. Многое зависит и

от природы молекул растворенного вещества и растворителя, температуры,

концентрации.

Ионы, образовавшиеся в результате процесса диссоциации, резко отли-

чаются по своим свойствам от частиц, из которых они произошли. Так, напри-

мер, если при диссоциации молекулы NaCl происходит образование ионов Na⁺

и Сl^-, то ион натрия и ион хлора не тождественен по своим химическим свойст-

вам ни атому натрия, ни атому хлора соответственно. В частности, атом натрия

вступает в химическую реакцию с водой, отдавая ей свой электрон в соответст-

вии с уравнением

Na + H₂O = NaOH + H₂,

а ион натрия не имеет внешнего валентного электрона и с водой так не реаги-

рует.

Взаимодействие этих ионов с молекулами растворителя осуществляется по механизму ион-дипольного, а также рассмотренных ранее диполь-дипольного, индукционного и дисперсионного взаимодействия. Межмолекулярные связи, как известно, являются ненасыщенными, ненаправленными и в результате – состав образующихся сольватов (гидратов в водных растворах), т.е. число окружающих данный ион частиц растворителя, может быть самым

разнообразным. В то время, когда химическое соединение обладает определенным составом.

Ионы в растворе всегда сольватированы. Так, например, в воде нет ионов

Cu ²⁺, а существуют сложные гидратированные ионы [Cu (H₂O)₄]²⁺, окруженные

ориентированными многочисленными молекулами воды. Ион водорода Н⁺ в

воде также гидратирован и существует в виде иона гидроксония [Н₃О]⁺. Поэтому, когда представляют обычно запись диссоциации в виде простых уравнений типа:

CuSO₄ → Cu²⁺ + SO₄^2-

или HCl → H⁺ + Cl^-,

то нужно помнить, это чисто условная запись. В действительности таких про-

стых ионов в растворе нет. Они всегда более сложны, ассоциированы с молеку-

лами растворителя и не только в непосредственной близости самого иона, но и

в ближайшей окрестности его (различают несколько гидратнных сфер (слоев)

окружения). Схематически ионы можно было бы представить как, например:

[Cu(H₂O)₄]²⁺ nH₂O или [H₃O]⁺ mH₂O, где n и m ─ количество молекул воды,

которое колеблется в широких пределах и зависит от природы иона, раствори-

теля и от концентрации и температуры раствора.