ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ, распад солей, кислот и оснований в водных растворах на заряженные противоположным электричеством ионы, т. е. атомы или группы атомов, несущие на себе электрический заряд. Электрический ток проходит только через растворы таких веществ, к-рые способны давать ионы. Эти вещества называются электролитами. Ионы, идущие к катоду (к отрицательно заряженному полюсу), называются катионами, а идущие к аноду (положительному полюсу) - анионами. Хим. соединения, неспособные давать в водных растворах ионы (напр., сахар, глицерин, спирт и пр.) и не проводящие тока, называются неэлектролитами.

Распад электролитов происходит так. обр., что их молекулы диссоциируют на части, из к-рых одни заряжены положительно, а др. отрицательно. Напр.:

Положительные и отрицательные заряды ионов, на к-рые распадаются молекулы при растворении вещества, всегда численно равны между собой, почему и весь раствор электронейтрален. Ионы, отличаясь от электронейтральных атомов и молекул электрическими зарядами, обладают иным запасом энергии, чем соответствующие им атомы и молекулы, а следовательно, и иными свойствами. Напр., атомы натрия разлагают воду, ионы натрия не способны разлагать воду. Молекулы хлора имеют жёлто-зелёный цвет. обладают запахом и окислительными свойствами, ядовиты, а ионы хлора бесцветны, не имеют запаха, не обладают окислительными свойствами. Хлористый натрий, содержащий ионы натрия и хлора, не только не ядовит, но является необходимым питательным веществом (см. Поваренная соль).

Электролиты способны вступать в реакции двойного обмена с другими электролитами. При этих реакциях ионы реагируют независимо один от другого:

Во всех случаях получается сернокислый барий (белый осадок), независимо от того, с каким радикалом был соединён барий и с каким металлом был соединён кислотный остаток SО₄. В общей ионной форме все приведённые реакции можно изобразить след. образом:

Отношение числа диссоциированных молекул электролита к общему числу всех его молекул, заключающихся в данном объёме раствора, называют степенью электролитической диссоциации.

Степень Э. д. зависит от след. условий: 1) природы электролита, 2) природы растворителя, 3) концентрации растворённого вещества (электролита), 4) температуры, 5) присутствия в растворе одноимённых ионов.

При взаимодействии ионов реакции идут или в сторону образования малодиссоциированных молекул, напр.

НСl+NaOH=Н₂О + NaCl (в ионной форме Н⁺+ОН^-=Н₂О); или труднорастворимых соединений, напр. (в ионной форме ); или веществ, удаляющихся из сферы взаимодействия в виде газов, напр. Na₂CО₃+H₂SО₄ = Na₂SО₄+Н₂О+СО₂ (в ионной форме СО3^--+2Н⁺=(Н₂СО₃)→Н₂О+СО₂).

Если в результате реакций между ионами не образуются ни малодиссоциированные молекулы, ни труднорастворимые вещества, ни газообразные (летучие) вещества, то между ионами устанавливается подвижное равновесие, напр. КСl+NaNO₃KNO₃+NaCl(в ионной форме К⁺+Cl^-+Na⁺+NO₃К⁺+NO₃^-+Na⁺+Cl^-).

Сила кислот и оснований всецело связана с их степенью диссоциации; чем более степень диссоциации, тем сильнее соответствующая кислота или щёлочь (см. Кислоты, Соли, Щёлочи, а также Растворы).

Теория электролитической диссоциации и ионные реакции лежат в основе современной аналитической химии.

Ф. Платонов

Литература - см. Растворы.

Источники:

1. Сельскохозяйственная энциклопедия. Т. 5 (Т - Я)/ Ред. коллегия: П. П. Лобанов (глав ред) [и др.]. Издание третье, переработанное - М., Государственное издательство сельскохозяйственной литературы, М. 1956, с. 663