ЭТО АРРЕНИУСЫ

Запишите ребёнка на бесплатную диагностику знаний. Узнайте, на какой балл он сможет сдать ЕГЭ/ОГЭ

Основные положения теории электролитической диссоциации

Итак, мы разобрались, что такое диссоциация в химии, а сейчас повторим ключевые моменты:

Что такое электролитическая диссоциация

Как известно, электрический ток — это направленное движение свободных электронов или ионов, т. е. заряженных частиц. В растворах электролитов, проводящих ток, за это отвечают свободные ионы.

В 1882 году шведский химик С. Аррениус при изучении свойств растворов электролитов обратил внимание, что они содержат больше частиц, чем было в сухом веществе. Например, в растворе хлорида натрия 2 моля частиц, а NaCl в сухом виде содержит лишь 1 моль.

Это позволило ученому сделать вывод, что при растворении таких веществ в воде в них появляются свободные ионы. Так были заложены основы теории электролитической диссоциации (ТЭД) — в химии она стала одним из важнейших открытий.

Электролитическая диссоциация — это процесс, в ходе которого молекулы электролитов взаимодействуют с водой или другим растворителем и распадаются на ионы. Она может иметь обратимый или необратимый характер. Обратный процесс называется моляризацией.

Благодаря диссоциации растворы электролитов обретают способность проводить ток. Сванте Аррениус не смог объяснить, почему разные вещества сильно отличаются по электропроводности, но это сделал Д. И. Менделеев. Он подробно описал процесс распада электролита на ионы, который объясняется его взаимодействием с молекулами воды (или другого растворителя).

Схема электролитической диссоциации: KA ⇄ K+ (катион) + A- (анион).

Уравнение диссоциации на примере хлорида натрия: NaCl ⇄ Na+ + Cl-.

Говорите правильно 🤓Иногда можно встретить выражение «теория электрической диссоциации», но так говорить не стоит. В этом случае можно подумать, что распад молекул на ионы обусловлен действием электротока. На самом деле процесс диссоциации не зависит от того, проходит ток в данный момент через раствор или нет. Все, что нужно — это контакт электролита с водой (растворителем). Лучшие университеты для поступления в 2024 году

1. При растворении молекулы неорганических
и некоторых органических соединений
диссоциируют на ионы.

Ионы представляют собой заряженные
частицы, которые состоят или из отдельных
атомов, или из группы атомов. Предполагалось,
что ионы в растворе ведут себя подобно
молекулам идеального газа, т.е. не
взаимодействуют друг с другом.

2. Диссоциация молекул на ионы не является
полной, поэтому вводилась степень
диссоциации .

0 <  < 1.

,а для реакции 1.6

Последнее слагаемое показывает, во
сколько раз увеличивается общая молярная
концентрация частиц в растворе за счет
диссоциации электролита, т.е. эквивалентно
изотоническому коэффициенту:

3. К процессу электролитической диссоциации
как к любой химической реакции применим
закон действующих масс. Предположим,
протекает химическая реакция

В состоянии равновесия не может быть
произвольных соотношений между
концентрациями веществ А,ВиС, они определяются следующим
выражением:

где квадратные скобки означают
концентрацию соответствующего компонента,
а К– константа равновесия.

В общем случае для реакции

константа будет равна

Запишем реакцию диссоциации какого-либо
вещества:

тогда концентрация распавшихся будет

Подставив (1.8) и (1.9) в (1.7), получим

В частном случае для малодиссоциирующих
электролитов (

Теория Аррениуса позволила легко
трактовать любые явления, связанные с
ионными равновесиями, и легла, таким
образом, в основу качественного и
количественного анализа. Между тем, у
теории С. Аррениуса были свои недостатки.
Первый недостаток был связан с тем, что
данная теория игнорировала взаимодействие
ионов с диполями воды или другого
растворителя, т.е. ион-дипольное
взаимодействие. А именно это взаимодействие,
как показано далее, является физической
основой образования ионов в растворе
при растворении электролита. Таким
образом, без учета ион – дипольного
взаимодействия нельзя было объяснить
процесс образования ионов и устойчивость
систем. Второй недостаток теории
Аррениуса был связан с игнорированием
ион-ионного взаимодействия. Ионы
рассматривались как частицы идеального
газа, а следовательно, не учитывалось
обусловленное кулоновскими силами
притяжение катионов и анионов и
отталкивание одноименно заряженных
ионов.

Теория Аррениуса включала следующие
основные положения:

Ионы представляют собой заряженные
частицы, которые состоят из отдельных
атомов, или из группы атомов, или из
группы атомов. Предполагалось, что ионы
в растворе ведут себя подобно молекулам
идеального газа, т.е. не взаимодействую
друг с другом.

Физические причины, которые приводят
к диссоциации, в теории Аррениуса не
рассматривались. Не обсуждался также
вопрос о том, почему заряженные частицы,
на которые должны были бы распространяться
законы электростатики, не взаимодействуют
друг с другом в растворе.

где, n – число ионов, на которое распадается
одна молекула электролита.

Все качественные изменения, наблюдающиеся
в растворах электролитов при увеличении
или уменьшении концентрации, теория
электролитической диссоциации связывает
с изменением степени диссоциации.

Степень электролитической диссоциации
рассматривается этой теорией как одна
из основных количественных характеристик
раствора электролита.

Ее связь со степенью диссоциации можно
рассмотреть на примере бинарного
электролита МА, диссоциирующего по
уравнению:

и поскольку СМА= С – Сα’ =
С(1-α),

,
то константа электролитической
диссоциации К по теории Аррениуса должна
быть заменена следующим выражением:

Данное уравнение было выведено В.
Оствальдом и выражало сущность его
закона разведения, поскольку обратная
величина молярной концентрации υ = 1/С
называется разведением.

Константа Кддля данного электролита
по теории Аррениуса является постоянной
и в отличие от степени диссоциации не
должна зависеть от концентрации и
определяется в первую очередь природой
электролита. Поэтому, используя уравнение
(1.2) можно рассчитать степень диссоциации
электролита в зависимости от концентрации
электролита.

С другой стороны, при малых константах
диссоциации и при не очень низких
концентрациях электролита, когда К2<< 4КС

Соотношения (1.2) и (1.4) применимы только
для бинарных электролитов.

Всего получено оценок: 1227.

Процесс распада молекул на ионы называется электролитической диссоциацией. Впервые теорию диссоциации сформировал шведский учёный Сванте Август Аррениус в 1887 году. Он исследовал электропроводность растворов и пришёл к выводу, что вещества распадаются на заряженные частицы.

Суть процесса

По степени электропроводности все растворы или расплавы веществ делятся на две группы:

Электролиты и неэлектролиты при одинаковых объёмах и концентрациях помимо электропроводности отличаются другими физическими свойствами. Например, электролиты обладают более высокой температурой кипения. Разница физических свойств объясняется большим количеством заряженных частиц, образующихся в растворе или в расплаве.

Рис. 1. Примеры электролитов.

В растворе под действием молекул воды молекулы вещества распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы – катионы и анионы. То же самое происходит в расплаве при высоких температурах. Образование свободных ионов – сущность процесса диссоциации.

Именно наличие большого количества заряженных частиц объясняет способность растворов или расплавов проводить электрический ток. Образовавшиеся ионы являются переносчиками электрического тока.

Рис. 2. Электролитическая диссоциация.

Электролиты в зависимости от степени диссоциации делятся на две группы:

Степень электролитической диссоциации – отношение количества распавшихся на ионы молекул к общему количеству молекул вещества:

α = n / N.

Степень диссоциации зависит от температуры, давления, химических свойств электролита и растворителя. От степени диссоциации зависит электропроводность раствора. Сильные электролиты лучше проводят ток, чем слабые электролиты.

Только полярные молекулы подвергаются электролитической диссоциации. Такие молекулы связаны ковалентной полярной или ионной связью. Электролитическая диссоциация молекул – обратимый процесс.

Теория Аррениуса

Аррениус, исследовав тему электропроводности растворов, сформулировал теорию электролитической диссоциации. Основные положения теории до сих пор используются в химии:

Рис. 3. Сванте Август Аррениус.

В 1891 году Иван Каблуков дополнил теорию Аррениуса. Он ввёл понятие сольватации – электростатического взаимодействия между частицами растворённого вещества и растворителя.

Диссоциации разных веществ

Сложные вещества можно описать с точки зрения электролитической диссоциации. Определения и описания веществ даны в таблице.

Что мы узнали?

Из урока 8-9 класса узнали, что такое электролитическая диссоциация. В растворах под действием воды или в расплавах под действием температуры молекулы вещества расщепляются на заряженные частицы – ионы. Способность распадаться на ионы называется электролитической диссоциацией, а проводящие электричество растворы – электролитами. Быстрорастворимые вещества называются сильными электролитами, плохо растворимые – слабыми электролитами. Способность веществ распадаться на молекулы исследовал и описал в теории Сванте Август Аррениус. Сложные вещества распадаются по-разному. Кислоты образуют Н+, основания – ОН–, соли – катион металла и анион кислотного остатка.

Тест по теме

Чтобы попасть сюда – пройдите тест.

Оценка доклада

А какая ваша оценка?

Теория электролитической диссоциации

Всего получено оценок: 631.

В 1887 году шведским химиком Аррениусом была сформулирована теория электролитической диссоциации. Теория объясняет, почему водные растворы солей, кислот, щелочей проводят электрический ток.

Аррениус, исследуя растворы, заметил, что некоторые из них проводят электрический ток. Чтобы разобраться, как именно это происходит, следует вспомнить определение электрического тока. Это упорядоченное движение заряженных частиц. Следовательно, в растворе должны присутствовать эти частицы.

Заряженными частицами, которые переносят электрический ток, являются ионы. Они делятся на положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы.

Рис. 1. Катионы и анионы в воде.

Ионы образуются в результате распада (расщепления) молекул веществ. Это может произойти в растворе под действием молекул воды или при высокой температуре в расплаве. Распад молекул на ионы называется электролитической диссоциацией.

Электролиты и неэлектролиты

Не все вещества распадаются на ионы под воздействием воды. Поэтому выделяют две группы веществ:

К электролитам относятся сложные неорганические вещества:

Неэлектролиты – большинство органических веществ. К ним относятся:

Сущностью электролитической диссоциации является распад ковалентных полярных или ионных связей. Молекулы воды оттягивают полярные молекулы, увеличивая полярность, и разрывают их на ионы. В расплавах при высокой температуре ионы в кристаллической решётке начинают совершать колебания, которые приводят к разрушению кристалла. Ковалентные неполярные связи, присутствующие в простых веществах, достаточно прочны и не разрываются молекулами воды или при нагревании.

Рис. 2. Молекулы воды образуют ионы натрия и хлора.

Виды электролитов

Электролитическая диссоциация характеризуется степенью диссоциации. Это величина, отражающая отношение числа распавшихся молекул к общему количеству молекул вещества. Степень диссоциация показывает долю молекул вещества, распавшихся на ионы. Выражается формулой

α = n/N,

где n – количество распавшихся молекул, N – общее количество молекул.

По степени диссоциации выделяют две группы электролитов:

Рис. 3. Сильные и слабые электролиты.

Ненасыщенный раствор содержит небольшую концентрацию растворённого вещества. Это значит, в раствор можно добавить ещё некоторое количество вещества.

Исследовав электролиты, Аррениус сформулировал основные положения теории электролитической диссоциации:

Из урока химии 9 класса узнали об электролитической диссоциации. В растворах под действием молекул воды или в расплавах под действием температуры молекулы веществ распадаются на ионы. Образовавшиеся заряженные частицы – анионы и катионы – способны переносить электрический ток. Таким образом, растворённое вещество проводит электричество и является электролитом. Теорию электролитической диссоциации сформулировал химик Аррениус.

Вопросы для самопроверки

С помощью молекулярных уравнений можно показать состав вещества с разложением его на молекулы. Полные ионные уравнения отражают реакцию диссоциации, т. е. расщепление молекул на ионы. Но в таком виде расписывают только сильные электролиты.

Не раскладывают на ионы:

Рассмотрим это на примере взаимодействия между нитратом свинца и серной кислотой.

Сульфат свинца PbSO4 мы не будем раскладывать на ионы, поскольку это слабый электролит.

Сократить это выражение очень просто — нужно убрать из обеих частей одинаковые ионы, которые не изменились в ходе реакции.

Как составить уравнение диссоциации

В левой части пишем молекулярную формулу вещества, а в правой — формулы образовавшихся катионов и анионов. Между ними ставим знак =, если это сильный электролит, или знак ⇄ — если средний или слабый. После этого нужно проставить коэффициенты перед ионами и проверить сумму катионов и анионов (она всегда равна 0).

3 Ионное равновесие в растворах электролитов

Теория Аррениуса позволила объяснить
многие химические особенности растворов
электролитов.

На ее основе было дано первое научное
определение понятием «кислота» и
«основание» согласно которым кислота
(НА) это водородосодержащее соединение
при диссоциации которого образуются
ионы водорода, а основание – соединение,
(МОН), при диссоциации которого образуются
ионы гидроксила

Н+ +
А –

Это дало возможность рассматривать
реакцию нейтрализации, как процесс
взаимодействия ионов водорода кислоты
и гидроксид иона основания с образованием
воды, а в разбавленных растворах сильных
кислот и сильных оснований, для которых
была установлена их полная диссоциация,
характеризоваться постоянным тепловым
эффектом независимо от природы кислот
и оснований.

Для процессов диссоциации кислоты НА
и основания МОН закон Освальда можно
записать в виде (1.2), где Кдобозначает
так называемую концентрационную
константу кислоты (КА) или основания
(КВ)

Их значение определяется равновесными
концентрациями. Так как константы обычно
имеют довольно большие численные
значения, то их удобно записывать в
логарифмической шкале:

рКА
= – lg KA

рКВ
= – lg KВ(1.7)

Понятие константы равновесия может
быть применимо непосредственно и к
растворителям, молекулы которых способны
распадаться на ионы. Например,
концентрационную константу равновесия
реакции диссоциации воды: H2О

Но так как очень незначительная часть
молекул воды распадается на ионы, можно
считать, что концентрация воды практически
постоянна, тогда получим:

Следовательно, при этой температуре
концентрации ионов водорода и
гидроксид-ионов в чистой воде, а также
в любом водном растворе электролита
имеющим нейтральную реакцию, равны 10-7моль/л. Концентрацию ионов водорода,
также принято выражать в логарифмической
шкале, обозначая логарифм концентрации
ионов водорода, взятый со знаком минус,
символом рН.

рН = – lg

Наличие, хоть и очень небольших,
концентраций ионов, образующихся при
диссоциации растворителя, привод к их
взаимодействию с ионами растворенных
в данном растворе веществ и возникновению
новых ионных равновесий. Это явление в
общем случае называется сольволиз,
а если растворитель – вода, тогидролиз.

Для соли слабой кислоты и сильного
основания реакция гидролиза протекает
по уравнению А- +H2О

=
const. Используя уравнения (1.5.) и (1.9) можно
записать

Уравнение (1.11) показывает, что константа
гидролиза тем больше, чем слабее кислота.
Подобное соотношение можно получить и
для гидролиза соли сильной кислоты и
слабого основания. Уравнение гидролиза
имеет вид

М+
+ H2О

МОН + ОН+

а константа гидролиза

от температуры с ростом последней
заметно возрастают константы гидролиза.

Из сказанного ясно, что в случае
растворения в воде соли сильной кислоты
и сильного основания нейтральная реакция
среды должна сохраняться.

Растворы, содержащие слабые кислоты и
соли, образованные этими кислотами и
сильными основаниями, или содержащие
слабые основания и соли, образованные
этими основаниями и сильными кислотами,
обладают замечательным свойством
противостоять изменению рН при добавлении
к ним кислот или оснований. Это свойство
называется буферным свойством
растворов, а растворы, обладающие им
–буферными растворами.

Рассмотрим водный раствор, содержащий
уксусную кислоту и ацетат натрия. Добавим
к этому раствору сильное основание,
например гидроксид натрия. Произойдет
реакция нейтрализации NaOH слабой кислотой.

СН3СООН
+ Na+
+ ОН–
= СН3СОО­–
+ Na+
+Н2О

Благодаря чему кислотность раствора
практически останется неизменной или
изменится во много раз меньше, чем если
бы мы добавили NaОН к раствору ацетата
натрия.

Если же к буферному раствору добавить
сильную кислоту, например НСl, то
произойдет реакция взаимодействия с
ацетатом натрия

СН3СОО–
+ Na+
+ Н+
+ Сl–
= СН3СООН
+ Na+
+Сl–

с образованием недиссоциированных
молекул уксусной кислоты, т.е. с поглощением
ионов водорода.

Изменение концентрации ионов водорода
буферного раствора в результате добавки
кислого или щелочного реагента рассчитать
можно следующим образом.

Записывают константу равновесия уксусной
кислоты

В этом уравнении концентрация
недиссоциированных молекул очень слабо
диссоциирующей уксусной кислоты
практически равна аналитической
концентрации кислоты (Ск), а концентрация
ацетат-ионов равна аналитической
концентрации полностью диссоциирующего
ацетата натрия (Сс). Тогда

Соседние файлы в предмете Химия

Ступенчатая диссоциация

В отдельных случаях вещества расщепляются на ионы в несколько этапов или ступеней. Например, такая реакция характерна для основных и кислых солей, многоосновных кислот. Ступенчатая диссоциация может включать два этапа и более, при этом на первой ступени концентрация ионов всегда больше, чем на последующих.

Пример 1

Ортофосфорная кислота диссоциирует в 3 ступени. На первой из них наблюдается максимальная концентрация дигидрофосфат-ионов, а на последней остается минимальное количество фосфат-ионов (диссоциация почти не идет). Данная кислота не относится к сильным электролитам, поэтому реакция обратима.

Суммарное уравнение: H3PO4 ⇄ 3H+ + PO43-.

Пример 2

Кислая соль Ca(HCO3)2 диссоциирует в 3 ступени. Поскольку это сильный электролит, на первом этапе реакция необратима. На втором этапе распадается на ионы слабый кислотный остаток HCO3- и слабый электролит, поэтому реакция обратима.

Суммарное уравнение: Ca(HCO3)2 + 2H2O = Ca2+ + 2H3O+ + 2CO32-.

Механизм электролитической диссоциации

При контакте с водой или другими растворителями диссоциации подвержены все вещества с ионной связью. Также распадаться на ионы могут вещества с ковалентной полярной связью, которая под действием воды переходит в ионную, а после разрушается.

Механизм диссоциации электролитов удобно рассматривать на примере хлорида натрия NaCl. Его кристаллическая решетка образована катионами натрия Na+ и анионами хлора Cl-, которые удерживаются вместе благодаря ионной связи. При растворении в воде каждый кристалл хлорида натрия окружают ее молекулы.

Отметим, что молекулы воды — это диполи. На одном конце они несут атомы водорода с частичным положительным зарядом, а на другом — атомы кислорода с частичным отрицательным. Соответственно, атомы кислорода притягиваются к катионам натрия, а атомы водорода — к анионам хлора. Эта сила электростатического притяжения ослабляет и в итоге разрывает ионную связь между натрием и хлором. Вещество диссоциирует на ионы.

После распада хлорида натрия образовавшиеся ионы Na+ и Cl- окружают молекулы воды, создавая гидратную оболочку. Ионы с такой оболочкой называют гидратированными.

Если вместо воды был использован другой растворитель — например, этанол, его молекулы создают сольватную оболочку. В этом случае ионы называются сольватированными.

Сущность процесса электролитической диссоциации передает схема:

Выберите идеального репетитора по химии15 000+ проверенных преподавателей со средним рейтингом 4,8. Учтём ваш график и цель обучения

Как диссоциируют разные группы веществ

Приводит к образованию катионов водорода H+ и отрицательно заряженных кислотных остатков:

HCl = H+ + Cl-

H2SO4 = 2H+ + SO42-

HNO2 ⇄ H+ + NO2-

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

Диссоциация оснований

Происходит с образованием гидроксильных групп OH- и положительно заряженных ионов металла. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью, а слабые — ступенчато и обратимо.

NaOH = Na+ + OH-

Диссоциация солей

Ведет к образованию катионов металлов (или катиона аммония) и отрицательно заряженных кислотных остатков.

Средние соли в растворах полностью распадаются в одну ступень.

Na3PO4 = 3Na + PO43-

Кислые соли распадаются ступенчато. На первом этапе отделяются катионы металла, а на втором — катионы водорода.

Основные соли также диссоциируют в две ступени. На первой отделяются кислотные остатки, а за ними — гидроксильные группы OH-.

Хотя электролитическая диссоциация происходит независимо от действия электротока, между этими явлениями есть связь. Чем выше способность вещества распадаться на ионы при взаимодействии с растворителем, тем лучше оно проводит электроток. По такому критерию известный физико-химик М. Фарадей выделил электролиты и неэлектролиты.

Электролиты — это вещества, которые после диссоциации на ионы в растворах и расплавах проводят электроток. Обычно в их молекулах ионные или полярные ковалентные связи.

Неэлектролиты — это вещества, которые не распадаются на ионы в растворах и расплавах, а значит, не обладают проводимостью в растворенном виде. Для них характерны ковалентные неполярные или слабополярные связи.

Степень диссоциации

В зависимости от того, сколько молекул диссоциировало на ионы, вещество может быть сильным или слабым электролитом. Этот показатель называется степенью диссоциации, его измеряют от 0 до 1 либо в процентах.

Степень диссоциации — это отношение количества распавшихся на ионы молей вещества к исходному количеству молей.

или

.

Если в растворе на ионы распадаются все 100% электролита,

.

По силе электролиты делятся на следующие группы:

Молекулы сильных электролитов необратимо распадаются на ионы, поэтому в уравнениях нужно ставить знак =. Реакции со слабыми электролитами обратимы, поэтому ставится знак ⇄. Как получить дополнительные баллы к ЕГЭ

Сильные и слабые электролиты

Количественной
характеристикой процесса электролитической
диссоциации является степень диссоциации.

Степенью
диссоциации 
называется отношение количества
электролита, распавшегося на ионы (n),
к общему количеству электролита (n0):

Величина 
выражается в долях единицы или в %
и зависит от природы электролита,
растворителя, температуры, концентрации
и состава раствора.

Особую роль играет
растворитель: в ряде случаев при переходе
от водных растворов к органическим
растворителям степень диссоциации
электролитов может резко возрасти или
уменьшиться. В дальнейшем, при отсутствии
специальных указаний, будем считать,
что растворителем является вода.

К сильным электролитам
относят:

1) некоторые
неорганические кислоты (HCl,
HBr,
HI,
HNO3,
H2SO4,
HClO4
и ряд других);

2) гидроксиды
щелочных (Li,
Na,
K,
Rb,
Cs)
и щелочноземельных (Ca,
Sr,
Ba)
металлов;

3) почти
все растворимые соли.

Принято считать,
что эти соединения диссоциируют
полностью, т.е., на 100%.

К электролитам
средней силы относят Mg(OH)2,
H3PO4,
HCOOH,
H2SO3,
HF
и некоторые другие.

Слабыми электролитами
считают все карбоновые кислоты (кроме
HCOOH)
и гидратированные формы алифатических
и ароматических аминов. Слабыми
электролитами являются также многие
неоргани-ческие кислоты (HCN,
H2S,
H2CO3
и др.) и основания (NH3∙H2O).

Несмотря на
некоторые совпадения, в целом не следует
отождествлять растворимость вещества
с его степенью диссоциации. Так, уксусная
кислота и этиловый спирт неограниченно
растворимы в воде, но в то же время первое
вещество является слабым электро-литом,
а второе 
неэлектролит.

Соседние файлы в папке часть 2

Хорошо известно,
что растворы могут приобретать некоторые
качества, которые не наблюдаются ни у
одного из компонентов, взятых в
индивидуальном виде. Так, водный раствор
NaCl
хорошо проводит электрический ток,
тогда как ни чистая вода, ни сухая соль
электропроводностью не обладают. В этой
связи все растворенные вещества принято
делить на два типа:

1) вещества,
растворы которых обладают электропроводностью,
называют электролитами;

2) вещества,
растворы которых не обладают
электропро-водностью, называют
неэлектролитами.

К неэлектролитам
относятся оксиды, газы, большинство
органи-ческих соединений (углеводороды,
спирты, альдегиды, кетоны и др.).

К электролитам
относится большинство неорганических
и некоторые органические кислоты,
основания и соли.

Появление
электропроводности у растворов
электролитов объяснил С. Аррениус,
который в 1887 г. предложил теорию
электролитической диссоциации:

Электролитической
диссоциацией называется процесс распада
электролита на ионы под действием
молекул растворителя.

Главной причиной
электролитической диссоциации является
процесс сольватации (гидратации) ионов.
Вследствие сольватации затрудняется
обратный процесс рекомбинации
ионов, называемый также ассоциацией
или моляризацией.

В этой связи можно
сформулировать некоторые положения:

1) диссоциации
подвергаются вещества с ионным или
близким к ионному типом химической
связи;

2) процесс
диссоциации сильнее протекает в полярном
раство-рителе и слабее (если вообще
возможен) в неполярном растворителе;

3) процесс
диссоциации идет тем сильнее, чем выше
диэлектри-ческая проницаемость
растворителя.

В общем виде процесс
электролитической диссоциации в воде
можно представить следующим образом:

где Ktm+
– положительно заряженный ион (катион);

Ann
– отрицательно заряженный ион (анион).

Величины x
и y,
отражающие количество молекул воды в
гидрат-ных оболочках, варьируются в
широких пределах в зависимости от
природы и концентрации ионов, температуры,
давления и т.д. В этой связи удобнее
пользоваться упрощенными уравнениями
электроли-тической диссоциации, т.е.
без учета гидратации:

Тем не менее,
следует иметь в виду, что при диссоциации
кислот в водных растворах образуются
не свободные ионы H+,
а достаточно устойчивые ионы гидроксония
H3O+,
поэтому уравнение диссоциации кислоты
(например, HCl)
должно выглядеть так:

Однако в химической
литературе чаще встречается форма
записи, отражающая только процесс
распада электролита без учета эффекта
гидратации. В дальнейшем мы также будем
пользоваться упро-щенной терминологией.