Электролитическая диссоциация

ним относятся вода, кислоты, основания и соли.
Неэлектролиты - вещества, не обладающие в растворе или расплаве электрической проводимостью.
Причиной электропроводности
является наличие подвижных
ионов в расплаве и растворе
электролита.
В расплаве под действием
температуры, а в растворе под
влиянием полярных молекул
растворителя электролиты
распадаются на положительно и
отрицательно заряженные ионы:
NaOH → Na+ + OH–
K3PO4 → 3K+ + PO43–
Процесс распада электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя называется электролитической диссоциацией.

притягиваются к полярным молекулам или ионным кристаллам растворенного вещества.
Полярные молекулы вещества в силовом поле окружающих их молекул растворителя поляризуются и, вследствие сильного смещения связывающих электронов, связь становится ионной. Происходит гетеролитический разрыв связи с образованием свободных ионов.
Переход ионов в раствор сопровождается их сольватацией.
Каждый ион имеет сольватную (в случае, если растворитель – вода, гидратную) оболочку:
HCl + nH2O → H+ (H2O)m + Cl– (H2O)n–m

зависит от полярности связи в электролите.
Сильные электролиты в водном растворе полностью распадаются на ионы:
KА + nН2О → K+ (H2O)m + A- (H2O)n-m
К ним относятся вещества с ионной или сильнополярной связью:
многие неорганические кислоты – HCl, HNO3, H2SO4, HClO4 и др.,
гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов,
почти все соли.
Слабые электролиты частично диссоциируют на ионы при растворении в воде.
KА + nН2О → KA(H2O)m + K+ (H2O)k + A- (H2O)n-m-k
К ним относятся
вода,
почти все органические кислоты (СН3СООН, HCOOR, H2C2O4 и др.),
некоторые минеральные кислоты (HNO2, HCN, H2S, H2SiO3, H2CO3 и др.),
гидроксид аммония NH4OH,
все нерастворимые основания металлов,
некоторые соли – Mg(CN)2, HgCl2.

молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул:
α= (Nдис./Nобщ.) × 100%
Степень диссоциации измеряется в процентах или долях единицы.
Если α = 0, то диссоциация отсутствует (неэлектролит),
если α = 1 или 100%, то диссоциация полная (сильный электролит).
Степень диссоциации зависит от природы растворителя, температуры, концентрации раствора.
При разбавлении раствора степень диссоциации возрастает.
При диссоциации слабых и средних электролитов в растворе устанавливается равновесие:
KА ⇄ K + + А–
где прямой процесс – диссоциация на ионы,
обратный процесс – ассоциация ионов в молекулы.

и оснований определяются теми ионами, на которые они диссоциируют.
Кислоты можно определить как электролиты, образующие при диссоциации в водных растворах в качестве катионов только ионы водорода,
а основания – как электролиты, образующие в качестве анионов только гидроксид-ионы.
Многоосновные кислоты диссоциируют обычно постепенно (ступенчатая диссоциация):
H2SO3 ⇄ H + + HSO3 –
2. HSO3 - ⇄ H + + SO3 2- ,
причем по первой ступени степень диссоциации больше, чем по второй.
Ступенчатая диссоциация характерна и для оснований, содержащих несколько гидроксогрупп в молекуле:
1. Mg(OH)2 ⇄ MgOH+ + OH- ;
2. MgOH+ ⇄ Mg 2+ +OH- .
Ступенчатость диссоциации кислот и оснований обусловливает возможность образования кислых и основных солей.

Такие соединения называются амфотерными.
Характер диссоциации гидроксидов Э-О-Н зависит от сравнительной степени полярности связей: Э–О и О–Н.
Если полярность связи Н–О больше полярности связи Э–О, гидроксид диссоциирует по кислотному типу, например: HOCl ⇄ H + + ClO- .
Если полярность связи Н–О меньше полярности связи Э–О, гидроксид диссоциирует по основному типу, например: NaOH ⇄ Na+ + OH- .
Если полярность связи Н–О примерно равна полярности связи Э–О, то гидроксид диссоциирует по амфотерному типу; например, простейшим амфотерным соединением является вода: H2O ⇄ H + + OH- .

воды протекает с образованием ионов Н+ и ОН– :
Н2О ⇄ Н + + ОН–
и последующей гидратацией ионов водорода:
Н+ + Н2О → Н3О +
Вода является слабым электролитом, при 22 °С степень
диссоциации воды равна 1,8×10–9 ,
т.е. из 555 миллионов молекул диссоциирует только одна.
Применяя к процессу диссоциации воды закон
действующих масс, можно выразить КД воды:
Kд = [H +][OH−]/ [H2O]
При 22 °С КД = 1,8×10–16.
Так как степень диссоциации воды очень мала, то концентрацию недиссоциированных молекул воды можно считать постоянной и равной: [H2O] = 1000/18,016 = 55,56 моль/л.
[H+ ][OH– ] = КД × [H2O] = 1,8×10–16 ×55,56 = 10–14 = KW H2O .
[H+ ][OH– ] = 10–14 = KW H2O
Таким образом, и для чистой воды и для водных растворов произведение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов величина постоянная и называется ионным произведением воды.

нейтральной среды [H+ ] = [OH– ] = 10–7 ,
в кислой среде [H+ ] > 10–7 ,
а в щелочной среде [H+ ] < 10–7 .
Для удобства пользуются не величиной концентрации ионов водорода, а величиной водородного показателя, рН.
Он равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода: рH = -lg[H+ ].
В нейтральной среде рН = 7,
в кислой среде рН < 7,
в щелочной среде pH > 7.

происходит изменения зарядов ионов, называются ионообменными реакциями.
Различают 4 типа ионообменных реакций в растворах электролитов, равновесие которых сильно смещено в сторону продуктов реакции.
Протекание таких реакций определяется правилом Бертолле –
реакции обмена в растворах электролитов идут практически необратимо и до конца, когда в качестве продуктов реакции образуется
либо малорастворимые вещества (осадки и газы),
либо малодиссоциированные соединения (слабые электролиты или комплексные ионы).