Теория кислот и оснований. Сильные и слабые электролиты, степень диссоциации.

Вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами. Электрическая проводимость растворов электролитов обусловлена тем, что основания, кислоты и соли в растворах распадаются на ионы – подвергаются электролитической диссоциации.
Теория электролитической диссоциации (ТЭД) была предложена шведским ученым Сванте Аррениусом в 1887 г. Позднее ТЭД развивалась и совершенствовалась. Современная теория водных растворов электролитов помимо теории электролитической диссоциации С. Аррениуса включает в себя представления о гидратации ионов (И.А. Каблуков, В.А. Кистяковский), теорию сильных электролитов (П. Й. Дебай, Э.А. Хюккель, 1923 г.).
Сформулируем основные положения теории электролитической диссоциации.

1. Электролиты в растворах самопроизвольно распадаются на ионы под действием молекул растворителя. Такой процесс называется –электролитической диссоциацией. Диссоциация также может происходить при плавлении твердых электролитов (термическая диссоциация электролитов).

2. Ионы отличаются от атомов по составу и по свойствам. В водных растворах ионы находятся в гидратированном состоянии. Ионы в гидратированном состоянии отличаются по свойствам от ионов в газообразном состоянии вещества.

3. В растворах или расплавах электролитов ионы движутся хаотично, но при пропускании через раствор или расплав электролита электрического тока, ионы приобретают направленное движение: катионы перемещаются к катоду, анионы – к аноду. Раствор или расплав электролита является проводником с ионной проводимостью – проводником II рода.

Причиной электролитической диссоциации является интенсивное взаимодействие растворенного вещества с молекулами растворителя (сольватация, гидратация). Именно гидратация ионов препятствует обратному соединению ионов в нейтральные молекулы.
Сильные и слабые электролиты.
Степень электролитической диссоциации

При растворении одних электролитов равновесие диссоциации значительно смещено вправо, в растворах таких электролитов диссоциация происходит практически полностью (сильные электролиты). При растворении других электролитов диссоциация происходит в незначительной мере (слабые электролиты).
С позиций современной электростатической теории сильные электролиты диссоциируют необратимо, а слабые электролиты – обратимо.
Для количественной оценки силы электролита введено понятие степени электролитической диссоциации.
Степень электролитической диссоциации – отношение количества вещества электролита распавшегося на ионы (Vрасп.) к количеству вещества электролита, поступившего в раствор (Vобщ.):

,

где a - степень ЭД, 0 < a ≤ 1.

Степень диссоциации также выражают в процентах, тогда

0% <a ≤ 100%.

Степень электролитической диссоциации зависит от природы электролита, его концентрации в растворе и температуры. С разбавлением и с повышением температуры степень электролитической диссоциации возрастает.
Оценить силу различных электролитов можно, сравнивая степень их электролитической диссоциации при одинаковых условиях. Электролиты, степень диссоциации которых при 18 0С в растворах с концентрацией 0,1 моль/л электролита больше 30% относят к сильным электролитам. Это щелочи, большинство солей, некоторые неорганические кислоты (HClO4, HI, HBr, HCl, HNO3, H2SO4). Электролиты, степень диссоциации которых при 18 0С в растворах с концентрацией 0,1 моль/л электролита меньше 3% относят к слабым электролитам. Это многие неорганические кислоты: H2S, HCN, HСlO, практически все органические кислоты (например, HCOOH, CH3COOH, CH3CH2COOH), водный раствор аммиака NH3•H2O, вода. Электролиты, степень диссоциации которых при 18 0С в 0,1М растворах от 3 до 30% относят к электролитам средней силы. Это, например, ортофосфорная кислота H3PO4, фтороводородная кислота HF, азотистая кислота HNO2.