Электролитическая диссоциация и свойства электролитов

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.)^[1].

Примеры сильных электролитов: некоторые кислоты (HClO₄, HMnO₄, H₂SO₄, HCl, HBr; HI), гидроксиды щелочных и щёлочноземельных металлов (NaOH, KOH, Ba(OH)₂); большинство солей.

Сла́бые электроли́ты — 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, HClO₂, HNO₂, HCN, H₂S, HBrO, H₂CO₃, H₂SiO₃, H₂SO₃, H₅IO₆ и др.;
• некоторые малорастворимые гидроксиды металлов: Fe(OH)₃, Zn(OH)₂ и др^[2].

Классическая теория электролитической диссоциации была сформулирована в 1887 году шведским химиком С. Аррениусом. При растворении не все молекулы диссоциируют на ионы, а только некоторая часть (степень диссоциации). К процессу электролитической диссоциации применим закон действующих масс.

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. В. К. Семенченко (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 ионная пара 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^[3].

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^[4].

Теория электролитической диссоциации легла в основу качественного химического анализа и обосновала все известные практические способы. Позволила объяснить физические и химические явления в расплавах, способствовала изучению состава и свойств кровяных телец и окислительно-восстановительного потенциала биологических реакций.