Механизм электролитической диссоциации

Наиболее подвержены диссоциации соединения с ионной связью. Такие вещества имеют ионную кристаллическую решетку. При контакте с кристаллом диполи воды ориентируются вокруг положительного и отрицательного ионов. Между ионами и диполями воды возникают силы электростатического притяжения. В результате связь между ионами ослабевает, происходит переход ионов из кристалла в раствор. При этом образуются гидратированные (окруженные полярными молекулами воды) ионы:

Сходным образом диссоциируют электролиты, содержащие полярные ковалентные связи. Вокруг каждой полярной молекулы вещества также ориентируются диполи воды, которые своими отрицательными полюсами притягиваются к положительному полюсу молекулы, а положительными — к отрицательному полюсу. В результате связующее электронное облако, или электронная пара, полностью смещается к атому с большей электроотрицательностью, полярная молекула распадается на ионы, которые затем легко гидратируются.

Каждый гидратированный ион стабилизируется ближайшим окружением частиц, имеющих заряд, противоположный его собственному заряду.

В. Оствальд в 1888 г. применил к диссоциации слабых электролитов закон действующих масс. В результате было выведено соотношение между константой равновесия (К_с) и степенью диссоциации электролита (а) — закон разбавления Оствальда. При растворении слабого бинарного электролита типа KtAn с концентрацией с в воде равновесные концентрации Kt⁺ и Ап равны ас. Равновесная концентрация недиссоциированного электролита равна с (1 — а).

Выражение константы равновесия этого обратимого процесса имеет вид.

Подставив в выражение (6.1) равновесные концентрации, получим.

Для растворов слабых электролитов в области умеренных концентраций степень диссоциации мала (а < 0,01), и ее значением в знаменателе можно пренебречь. После преобразования уравнения (6.2) получаем.

В сильно разбавленных растворах (с < 10К_с) степень диссоциации достаточно велика, и в этом случае необходимо использовать более точное уравнение (6.2).