Теория электролитической диссоциации Аррениуса

Теория электролитической диссоциации Аррениуса

Основные положения Теория электролитической диссоциации (ТЭД), предложенная С. Аррениусом в 1887 году, объясняет свойства растворов электролитов на основе их способности распадаться на ионы при растворении в воде. Согласно этой теории, молекулы электролитов при взаимодействии с полярными молекулами растворителя диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные частицы. Именно ионы, а не молекулы в целом, определяют электропроводность и другие особенности растворов.

Понятие электролита и неэлектролита

• Электролиты — вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток благодаря наличию свободных ионов. К ним относятся кислоты, основания и большинство солей.
• Неэлектролиты — соединения, не образующие ионов при растворении и не обладающие электропроводностью (например, сахар, этанол, глицерин).

Процесс диссоциации При растворении электролита в воде дипольные молекулы растворителя ориентируются вокруг ионогенных групп вещества. Это приводит к ослаблению ковалентных или ионных связей в молекуле, после чего она распадается на ионы. Так, например:

• NaCl ⇄ Na⁺ + Cl⁻
• HCl ⇄ H⁺ + Cl⁻

В случае кислот протон H⁺ в действительности существует в растворе в виде гидратированного иона H₃O⁺.

Сильные и слабые электролиты ТЭД вводит различие между сильными и слабыми электролитами:

• Сильные электролиты диссоциируют практически полностью (кислоты HCl, HNO₃, сильные основания NaOH, KOH, соли щелочных металлов). В их растворах практически отсутствуют недиссоциированные молекулы.
• Слабые электролиты диссоциируют лишь частично (уксусная кислота CH₃COOH, HCN, NH₃·H₂O). В их растворах устанавливается подвижное химическое равновесие между молекулами и ионами: CH₃COOH ⇄ CH₃COO⁻ + H⁺

Степень диссоциации Для количественного описания диссоциации вводится величина степени диссоциации (α), показывающая, какая доля от общего числа молекул вещества распалась на ионы:

α = n(диссоциировавших молекул) / n(общего числа молекул).

Значение α зависит от природы вещества, концентрации раствора, температуры и природы растворителя.

• Для сильных электролитов α ≈ 1.
• Для слабых электролитов α значительно меньше 1 и увеличивается при разбавлении раствора.

Закон разбавления Оствальда Для слабых электролитов степень диссоциации количественно описывается законом разбавления Оствальда:

K_d = (C·α²) / (1 – α),

где K_d — константа диссоциации, C — молярная концентрация вещества. Этот закон позволяет рассчитывать равновесие ионов и молекул в растворах слабых электролитов.

Электропроводность растворов Именно наличие подвижных ионов объясняет электропроводность электролитов. Различают:

• Молярную электропроводность (Λ_m) — проводимость раствора, приходящаяся на 1 моль электролита.
• Эквивалентную электропроводность (Λ_eq) — проводимость раствора, рассчитанная на 1 эквивалент вещества.

Для слабых электролитов электропроводность резко возрастает при разбавлении, что связано с увеличением степени диссоциации.

Коллигативные свойства электролитов и коэффициент Вант-Гоффа При растворении электролитов наблюдаются аномально большие коллигативные эффекты (осмотическое давление, понижение температуры замерзания, повышение температуры кипения, понижение давления пара). Это связано с тем, что число частиц в растворе определяется не количеством молекул, а количеством ионов, образующихся при диссоциации. Для учета этого эффекта вводится изотонический коэффициент Вант-Гоффа (i), равный отношению действительного числа частиц к числу исходных молекул вещества.

Значение теории Аррениуса ТЭД стала основой современной физической химии растворов, объяснила электропроводность электролитов, природу кислот и оснований, а также дала количественные методы расчета равновесий и свойств растворов. Несмотря на то что в дальнейшем теория была уточнена и дополнена (например, теория Бренстеда–Лоури, теория Льюиса, концепции протонных и электронных кислот), именно Аррениус впервые связал электролитические свойства веществ с их ионным распадом.