Глава 3. Распад и взаимодействие электролитов

Как же протекает электролитическая диссоциация? Этот процесс складывается из следующих стадий: 1) ориентации молекул воды; 2) ионизации электролита; 3) диссоциации электролита; 4) гидратации его ионов.

Теория гидратации была разработана молодым тогда русским ученым Иваном Алексеевичем Каблуковым, впоследствии знаменитым химиком. В 1891 г. в своей докторской диссертации "Современные теории растворов (Вант-Гоффа и Аррениуса) в связи с учением о химическом равновесии" он впервые высказал предположение, что в растворе происходит гидратация ионов растворенного вещества и образуются "непрочные соединения". Это дополняло представления Аррениуса, который, будучи сторонником "физической" теории растворов, считал, что никакого взаимодействия между растворителем и веществом не происходит и что молекулы распадаются на свободные ионы.

Иван Алексеевич Каблуков (1857-1942)

Итак, в водных растворах сначала гидратированные молекулы растворенного вещества распадаются на ионы, которые в свою очередь тоже гидратируются. Гидратация несколько затрудняет образование молекул из ионов при реакциях в растворе. Каждому иону соответствует определенное число молекул гидратной воды, причем катионы гидратируются в большей степени, чем анионы; к примеру, медный купорос содержит пять молекул воды-из них четыре связаны с катионом меди и одна с анионом SO^2-₄ (CuSO₄-5H₂O); железный купорос - гептагидрат: шесть молекул воды из семи находятся у катиона железа, а одна у сульфат-аниона (FeSO₄-7H₂O). Протон образует ион гидроксония Н₃О⁺.

Электролитическая диссоциация-процесс обратимый: наряду с ионизацией происходит образование недиссоциированных молекул из ионов - моляризация. В растворе устанавливается равновесие, которое характеризуется степенью диссоциации а-отношением числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу молекул, находящихся в растворе (N); обычно ос выражают в процентах:

Но степень диссоциации зависит от концентрации электролита, поэтому более общей характеристикой является константа диссоциации (К), которую выводят, применяя закон действия масс:

где [К⁺]-равновесная концентрация катионов, [А^-]-равновесная концентрация анионов, а [КА]-равновесная концентрация электролита.

Многоосновные кислоты, многокислотные основания, кислые и основные соли диссоциируют ступенчато, и для каждой такой ступени будет своя константа диссоциации. Это хорошо видно на примере диссоциации ортофосфор-ной (фосфорной) кислоты при

Из этих данных видно, что на первой ступени диссоциации ортофосфорная кислота ведет себя как более сильная кислота.

А что, вообще, считать кислотой?