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.