Теорию электролитической диссоциации предложил шведский ученый С. Аррениус в 1887 году.

Электролитическая диссоциация - это распад молекул электролита с образованием в растворе положительно заряженных (катионов) и отрицательно заряженных (анионов) ионов.

Например, уксусная кислота диссоциирует так в водном растворе:

CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .

Диссоциация относиться к обратимым процессам. Но различные электролиты диссоциируют по-разному. Степень зависит от природы электролита, его концентрации, природы растворителя, внешних условий (температуры, давления).

Степень диссоциации α - отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул:

α=v´(x)/v(x).

Степень может варьироваться от 0 до 1 (от отсутствия диссоциации до ее полного завершения). Обозначается в процентах. Определяется экспериментальным путем. При диссоциации электролита происходит увеличение числа частиц в растворе. Степень диссоциации показывает силу электролита.

Различают сильные и слабые электролиты .

Сильные электролиты - это те электролиты, степень диссоциации которой превышает 30%.

Электролиты средней силы - это те, степень диссоциации которой делит в пределах от 3% до 30%.

Слабые электролиты - степень диссоциации в водном 0,1 М растворе меньше 3%.

Примеры слабых и сильных электролитов.

Сильные электролиты в разбавленных растворах нацело распадаются на ионы, т.е. α = 1. Но эксперименты показывают, что диссоциация не может быть равна 1, она имеет приближенное значение, но не равна 1. Это не истинная диссоциация, а кажущаяся.

Например, пусть у некоторого соединения α = 0,7. Т.е. по теории Аррениуса в растворе «плавает» 30% непродиссоцииовавших молекул. А 70% образовали свободные ионы. А электролстатическая теория дает другое определение этому понятию: если α = 0,7, то все молекулы диссоциированы на ионы, но ионы свободны лишь на 70%, а оставшиеся 30% - связаны электростатическими взаимодействиями.

Кажущаяся степень диссоциации.

Степень диссоциации зависит не только от природы растворителя и растворяемого вещества, но и от концентрации раствора и температуры.

Уравнение диссоциации можно представить в следующем виде:

AK ⇄ A- + K + .

И степень диссоциации можно выразить так:

С увеличением концентрации раствора степень диссоциации электролита падает. Т.е. значения степени для конкретного электролита не является величиной постоянной.

Так как диссоциация - процесс обратимый, то уравнения скоростей реакции можно записать следующим образом:

Если диссоциация равновесна, то скорости равны и в результате получаем константу равновесия (константу диссоциации):

К зависит от природы растворителя и от температуры, но не зависит от концентрации растворов. Из уравнения видно, что чем больше недиссоциированных молекул, тем меньше величина константы диссоциации электролита.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, и каждая ступень имеет свое значение константы диссоциации.

Если диссоциирует многоосновная кислота, то легче всего отщепляется первый протон, а при возрастании заряда аниона, притяжение возрастает, и поэтому протон отщепляется намного труднее. Например,

Константы диссоциации ортофосфорной кислоты на каждой ступени должны сильно различаться:

I - стадия:

II - стадия:

III - стадия:

На первой ступени ортофосфорная кислота - кислота средней силы, а 2ой - слабая, на 3ей - очень слабая.

Примеры констант равновесия для некоторых растворов электролитов.

Рассмотрим пример:

Если в раствор, в котором содержатся ионы серебра внести металлическую медь, то в момент равновесия, концентрация ионов меди должна быть больше, чем концентрация серебра.

Но у константы низкое значение:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Что говорит о том, что к моменту достижения равновесия растворилось очень мало хлорида серебра.

Концентрация металлической меди и серебра введены в константу равновесия.

Ионное произведение воды.

В приведенной таблице есть данные:

Эту константу называют ионным произведением воды , которое зависит только от температуры. Согласно диссоциации на 1 ион Н + приходится один гидроксид-ион. В чистой воде концентрация этих ионов одинакова: [H + ] = [OH - ].

Отсюда, [H + ] = [OH - ] = = 10-7 моль/л.

Если добавить в воду постороннее вещество, например, хлороводородную кислоту, то концентрация ионов водорода возрастет, но ионное произведение воды от концентрации не зависит.

А если добавить щелочь, то повысится концентрация ионов, а количество водорода понизится.

Концентрация и взаимосвязаны: чем больше одна величина, тем меньше другая.

Кислотность раствора (рН).

Кислотность растворов обычно выражается концентрацией ионов Н + . В кислых средах рН <10 -7 моль/л, в нейтральных - рН = 10 -7 моль/л, в щелочных - рН > 10 -7 моль/л.
Кислотность раствора выражают через отрицательный логарифм концентрации ионов водорода, называя ее рН .

рН = - lg [ H + ].

Взаимосвязь между константой и степенью диссоциации.

Рассмотрим пример диссоциации уксусной кислоты:

Найдем константу:

Молярная концентрация С=1/ V , подставим в уравнение и получим:

Эти уравнения являются законом разведения В. Оствальда , согласно которому константа диссоциации электролита не зависит от разведения растовра.

Своё начало теория электролитов берёт ещё в первой половине XIX века, когда М. Фарадей провёл свои знаменитые опыты с растворами поваренной соли. Он установил, что абсолютно чистая вода очень плохо проводит электрический ток, но стоит добавить в неё несколько кристаллов соли, и проводимость тут же возрастает. Уже тогда родилось предположение, что соль распадается в воде на некие частицы, которые способны проводить электрический ток, однако, полноценная теория , описывающая все эти процессы в растворах, появилась гораздо позже.

Теория электролитической диссоциации

Теория, основоположником которой явился Сванте Аррениус в период 1883-1887 гг., базируется на идее, что при попадании молекул растворимого вещества (электролита) в полярную или неполярную жидкость происходит их диссоциация на ионы . Электролитами называются соединения, которые в растворе самопроизвольно распадаются на ионы, способные к самостоятельному существованию. Количество образующихся ионов, их строение и величина заряда зависят только от природы диссоциировавшей молекулы.

Для использования теории в описании свойств растворения используется ряд допущений, а именно: предполагается, что диссоциация является неполной, ионы (их электронные оболочки) не реагируют друг с другом, а их поведение можно описать законом действующих масс в идеальных условиях. Если рассмотреть теоретическую систему , где электролит КА находится в фазовом равновесии с продуктами своей диссоциации - катионом К+ и анионом А-, то согласно закону действующих масс можно составить уравнение реакции диссоциации:

KA = K+ + A- (1)

Константа равновесия, записанная, через концентрации веществ при изотермических условиях будет иметь следующее значение:

Кд = x / (2)

В этом случае (в уравнении 2), константа равновесия Кд, будет являться не чем иным, как константой диссоциации, значения , , в правой части - это равновесные концентрации электролита и его продуктов диссоциации.

Учитывая допущение теории Аррениуса, которые были применены автором, в частности, о неполноте диссоциации, вводится понятие степени диссоциации - α. Таким образом, если выразить концентрацию раствора С (моль/л), то на литр раствора приходится αС моль электролита (КА), а равновесная его концентрация может быть выражена, как (1-α)С моль/л. Из уравнения реакции (1) очевидно, что на αС моль электролита (КА) образуется такое же количество ионов К+ и А-. Если подставить все эти величины в уравнение (2) и провести ряд упрощений, то получим формулу константы диссоциации (степень диссоциации формула):

Кд = ∝ 2 x С /1-∝ (3)

Это уравнение позволяет количественно определить величину степени электролитической диссоциации в разных растворах.

Теория Аррениуса дала развитие множеству научных направлений в химии: с её помощью были созданы первые теории кислот и оснований, были даны объяснения физико-химическим процессам в гомогенных системах. Тем не менее, она не лишена недостатков, которые в основном относятся к тому факту, что теория не учитывает межионные взаимодействия.

Классификация электролитов с примерами

Электролиты классифицируют на слабые и сильные, периодически выделяя группу электролитов средней силы. Сильные электролиты характеризуются тем, что распадаются в растворе полностью . Как правило - это сильные минеральные кислоты, например:

• Азотная кислота - HNO3.
• Хлороводородная кислота - HCl.
• Хлорная кислота - HClO4.
• Ортофосфорная кислота - H3PO4.

Сильными электролитами могут быть основания, например:

• Гидроксид калия - KOH.

Основная масса сильных электролитов - это подавляющее большинство солей (NaCl, Na2SO4, Ca (NO3)2, CH3COONa, хлориды, сульфиды).

Слабые электролиты, напротив, в растворах гидратируют частично. К этой группе следует относить неорганические кислоты (H2CO3, H3BO3, H3AsO4), слабые основания (аммоний), некоторые соли (HgCl2), органические кислоты (CH3COOH, C6H5COOH), фенолы и амины. В неводных растворах одни и те же соединения могут являться и сильными и слабыми электролитами, таким образом, зависят от природы растворителя.

Диссоциация кислот, оснований и солей

Закономерности для кислот

При электрической диссоциации кислот в водных растворах обязательно в качестве катионов образуются положительно заряженные ионы водорода (Н+):

HNO3 → H+ + NO3-

Если кислота многоосновная (например: уравнение диссоциации H2SO4), то диссоциация происходит последовательно, за каждый раз отщепляя один ион водорода:

H2SO4 → H + + HSO4- первая ступень - гидросульфат ион

HSO4- → H + + SO4- вторая ступень - сульфат ион

Процесс для многоосновной кислоты, как правило, протекает максимально по первой ступени, степень диссоциации последующих намного меньше.

Характеристика процесса для щелочей

При диссоциации щелочей в водных растворах обязательно образуется отрицательно заряженный гидроксил ион (ОН-):

NaOH → Na+ + OH-

Процесс для многокислотных оснований (пример - механизм диссоциации гидроксида магния) протекает многоступенчато аналогично многоосновным кислотам:

Mg (OH)2 → OH- + Mg (OH)+ первая ступень

Mg (OH)+ → OH- + Mg2+ вторая ступень

Существуют также случаи, когда в процессе диссоциации могут образовываться и катионы водорода, и гидроксил-анионы (при диссоциации амфолитов или амфотерных соединений, например, Zn, Al):

2OH- + Zn2+ + 2H2O ←→ Zn (OH)2 + H2O ←→ 2- + 2H+

Правила протекания для кислых и основных солей

Для кислых солей, основная закономерность заключается в следующем - сначала диссоциируют катионы (положительно заряженные металлы), а только потом катионы водорода:

KHSO4 → K+ + HSO4- первая ступень

HSO4 - → H+ + SO4- вторая ступень

У основных солей, в первую очередь, переходят в раствор остатки кислоты, а уже затем гидроксил-ион:

BaOHCl → Cl- + Ba (OH)+ первая ступень

Ba (OH)+ → OH- + Ba2+ вторая ступень

Водородный показатель

Определение, сущность и значение

Процессы диссоциации могут протекать не только для растворенных веществ , но и растворителя. Так, вода является сама со себе слабым электролитом и для неё характерна диссоциация в очень незначительной степени. Уравнение процесса можно записать следующим образом:

Н2О= Н3О+ + ОН-

Одна молекула воды диссоциирует на положительно заряженные ионы водорода и отрицательно заряженные анионы гидроксония. Именно концентрация этих ионов определяет уровень кислотности раствора - чем больше ионов гидроксония, тем более кислый раствор.

Концентрация ионов гидроксония в реальных растворах, как правило, очень мала (например: 5×10−6 г/л) и поэтому для удобства, это значение логарифмируют, а чтобы получить положительное значение, берут с обратным знаком. Кратко сформулируем строгое определение понятия «водородный показатель» или рН.

рН (водородный показатель) - это отрицательный натуральный логарифм концентрации ионов гидроксония, отражающий кислотность раствора.

рН= — lg

Значения водородного показателя принято оценивать по шкале значений от 0 до 14, где 0 - наиболее кислый раствор, а 14 - наиболее щелочной. Нейтральным раствором (соответствующим рН чистой воды) считается раствор со значением 7. Для примера приводим несколько типичных растворов, имеющих характерные значения водородного показателя:

Значительно реже прибегают к использованию еще одного показателя - рОН. По своему смыслу он абсолютно аналогичен водородному показателю, за исключением того, что за основу берётся концентрация гидроксил-ионов.

Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Закон разбавления Оствальда. Степень диссоциации, константа диссоциации. Недостатки теории Аррениуса.

ТеорияэлектролитическойдиссоциацииАррениуса

Для электролитов коллигативные свойства растворов (понижение температуры замерзания, повышение температуры кипения, понижение давления пара растворителя над раствором и осмотическое давление) значительно больше соответствующих величин для неэлектролитов. В уравнение для осмотического давления p Вант-Гофф ввел эмпирический коэффициентi > 1, физический смысл которого стал понятен с появлением теории электролитической диссоциации:

p = i cRT .

Теория электролитической диссоциации была предложена Аррениусом (1884-1887), развившим отдельные высказывания ряда ученых.

Основные положения теории Аррениуса :

1. Соли, кислоты, основания при растворении в воде и некоторых других полярных растворителях частично или полностью распадаются (диссоциируют) на ионы . Эти ионы существуют в растворе независимо от того, проходит через раствор электрический ток или нет. Вследствие этого число независимо движущихся частиц растворенного вещества больше, чем при отсутствии диссоциации, а величины коллигативных свойств растворов возрастают прямо пропорционально числу частиц. Ионы представляют собой заряженные частицы, которые состоят или из отдельных атомов, или из группы атомов. Предполагается, что ионы в растворе ведут себя подобно молекулам идеального газа, то есть не взаимодействуют друг с другом.

2. Наряду с процессом диссоциации в растворе идет обратный процесс - ассоциация ионов в молекулы. Таким образом, диссоциация молекул на ионы является неполной , поэтому в качестве меры электролитической диссоциации Аррениус ввел величину степени диссоциации a , определяемую как долю молекул, распавшихся на ионы:

a == .

Для любой обратимой реакции электролитической диссоциации

К n + А n - Û n + К z + + n – A z –

сумма n + + n – равна общему числу n ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы; связь с коэффициентом Вант-Гоффаi дается уравнением

i =1+( n + + n – - 1) × a =1+(n - 1) × a .

Определив коэффициент i , можно по этому уравнению вычислить степень диссоциации a , если известна величина n .

Коэффициент i показывает, во сколько раз увеличивается общая молярная конценрация частиц в растворе за счет диссоциации электролита. По мере увеличения разведения коэффициент Вант-Гоффа приближается к простому целому числу(2, 3, 4 - в зависимости от числа ионов, образующихся из одной молекулы вещества).

3. Диссоциация растворенных веществ на ионы подчиняется тем же законам химического равновесия, что и другие реакции , в частности, закону действующих масс

К д,с =,

гдеК д,с - константадиссоциации , выраженная через концентрации, или так называемая классическая константа диссоциации .

Диссоциация сильных электролитов равна 100% или почти 100%, так что концентрации ионов можно считать равными молярности растворенного вещества, умноженной на n + (n – ):

с + =с × n + ,с – =с × n – .

При диссоциации слабого электролита устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. Рассмотрим простейший пример , когда молекула распадается только на два иона:

СН 3 СООН Û СН 3 СОО – +Н +

с - a с a с a с(равновесные концентрации)

К д,с ==

К д,с = =

Последнее равенство является простейшей формойзаконаразведенияОствальда (1888), поскольку величина V = 1/с , л/моль, называется разведением.

Чем большеК д,с, тем выше степень диссоциации. Таким образом, величинаК д,с может служить мерой силы кислоты, то есть мерой кислотности. Для электролитов средней силы (Н 3 РО 4 - первая ступень, Са(ОН) 2 , СНСl 2 СООН) значения К д,с лежат в пределах от 10 –2 до 10 –4 ; для слабых электролитов (СН 3 СООН, N Н 4 ОН)К д,с = 10 –5 - 10 –9 ; приК д,с < 10 –10 электролит считается очень слабым (Н 2 О, С 6 Н 5 ОН, С 6 Н 5 N Н 2 , НСN ).

Зная константу диссоциации, можно рассчитать степень диссоциации в зависимости от концентрации электролита. Решая квадратное уравнение и учитывая, что a > 0, получим

.

Как следует из данного уравнения, при условииК д,с >> 4с , a ® 1, то есть электролит становится полностью диссоциированным. С другой стороны, при малых К д,с (обычно < 10 –5) и при не очень низких конценрациях, когдаК д,с << 4с , величиной a можно пренебречь по сравнению с 1 в знаменателе закона разведения Оствальда, и формулы примут вид

К д,с = a 2 с; a = .

Вышеприведенные соотношения применимы только для растворов симметричных бинарных электролитов (то есть если одна молекула электролита дает один катион и один анион). Если электролит распадается больше чем на два иона, то зависимостьК д,с от a усложняется:

Са Cl 2 Û Ca 2+ +2Cl –

с (1- a ) a с2 a с

К д,с = ==

Степень диссоциации a , а следовательно и К д,с, зависят также от температуры , зависимость проходит через максимум (см. рис. 23). Это можно объяснить влиянием двух противоположно направленных воздействий. С одной стороны, всякая диссоциация протекает с поглощением тепла, и, следовательно, при повышении температуры равновесие должно смещаться в сторону большей диссоциации. С другой стороны, при повышении температуры диэлектрическая проницаемость воды, служащей растворителем, уменьшается, а это способствует воссоединению ионов. К д,с максимальна при той Т, при которой влияние второго фактора начинает преобладать. Обычно изменениеК д,с с повышением Т невелико.

Зависимость К д,с от температуры описывается уравнением изобары Вант-Гоффа: G о =RT ln К д,с.

Вещества-электролиты при растворении в воде распадаются на заряженные частицы — ионы. Обратное явление — моляризация, или ассоциация. Образование ионов объясняет теория электролитической диссоциации (Аррениус, 1887). На механизм распада химических соединений при расплавлении и растворении влияют особенности типов химических связей, строение и характер растворителя.

Электролиты и непроводники

В растворах и расплавах происходит разрушение кристаллических решеток и молекул — электролитическая диссоциация (ЭД). Распад веществ сопровождается образованием ионов, появлением такого свойства, как электропроводность. Не каждое соединение способно диссоциировать, а только вещества, которые изначально состоят из ионов либо сильно полярных частиц. Присутствием свободных ионов объясняется свойство электролитов проводить ток. Обладают такой способностью основания, соли, многие неорганические и некоторые органические кислоты. Непроводники состоят из малополярных или неполяризованных молекул. Они не распадаются на ионы, являясь неэлектролитами (многие органические соединения). Переносчики зарядов — положительные и отрицательные ионы (катионы и анионы).

Роль С. Аррениуса и других химиков в изучении диссоциации

Теория электролитической диссоциации обоснована в 1887 году ученым из Швеции С. Аррениусом. Но первые обширные исследования свойств растворов были проведены еще русским ученым М. Ломоносовым. Внесли вклад в изучение заряженных частиц, возникающих при растворении веществ, Т. Гротгус и М. Фарадей, Р. Ленц. Аррениус доказал, что электролитами являются многие неорганические и некоторые органические соединения. Шведский ученый объяснил электропроводность растворов распадом вещества на ионы. Теория электролитической диссоциации Аррениуса не придавала значения непосредственному участию молекул воды в этом процессе. Русские ученые Менделеев, Каблуков, Коновалов и другие считали, что происходит сольватация — взаимодействие растворителя и растворенного вещества. Когда идет речь о водных системах, то применяется название «гидратация». Это сложный физико-химический процесс, о чем свидетельствует образование гидратов, тепловые явления, изменение цвета вещества и появление осадка.

Основные положения теории электролитической диссоциации (ТЭД)

Многие ученые работали над уточнением теории С. Аррениуса. Потребовалось ее усовершенствование с учетом современных данных о строении атома, химической связи. Сформулированы основные положения ТЭД, отличающиеся от классических тезисов конца XIX века:

Происходящие явления необходимо учитывать при составлении уравнений: применить специальный знак обратимого процесса, подсчитать отрицательные и положительные заряды: они в сумме должны совпадать.

Механизм ЭД ионных веществ

Современная теория электролитической диссоциации учитывает строение веществ-электролитов и растворителей. При растворении связи между разноименно заряженными частицами в ионных кристаллах разрушаются под воздействием полярных молекул воды. Они буквально «вытягивают» ионы из общей массы в раствор. Распад сопровождается образованием вокруг ионов сольватной (в воде — гидратной) оболочки. Кроме воды, повышенной диэлектрической проницаемостью обладают кетоны, низшие спирты. При диссоциации хлорида натрия на ионы Na + и Cl - регистрируется начальная стадия, которая сопровождается ориентацией диполей воды относительно поверхностных ионов в кристалле. На заключительном этапе гидратированные ионы освобождаются и диффундируют в жидкость.

Механизм ЭД соединений с ковалентной сильнополярной связью

Молекулы растворителя влияют на элементы кристаллического строения неионных веществ. Например, воздействие диполей воды на хлороводородную кислоту приводит к изменению типа связи в молекуле с ковалентной полярной на ионную. Вещество диссоциирует, в раствор поступают гидратированные ионы водорода и хлора. Этот пример доказывает важность тех процессов, которые возникают между частицами растворителя и растворенного соединения. Именно это взаимодействие приводит к образованию ионов электролита.

Теория электролитической диссоциации и основные классы неорганических соединений

В свете основных положений ТЭД кислотой можно назвать электролит, при распаде которого из положительных ионов можно обнаружить только протон Н + . Диссоциация основания сопровождается образованием или освобождением из кристаллической решетки только аниона ОН - и катиона металла. Нормальная соль при растворении дает положительный ион металла и отрицательный — остатка кислоты. Основная соль отличается наличием двух видов анионов: ОН-группы и кислотного остатка. В кислой соли из катионов присутствуют только водород и металл.

Сила электролитов

Для характеристики состояния вещества в растворе используется физическая величина — степень диссоциации (α). Находят ее значение из отношения количества распавшихся молекул к общему их числу в растворе. Глубину диссоциации определяют разные условия. Важны диэлектрические показатели растворителя, структура растворенного соединения. Обычно степень диссоциации понижается с ростом концентрации и увеличивается при повышении температуры. Зачастую степень диссоциации конкретного вещества выражают в долях от единицы.

Классификация электролитов

Теория электролитической диссоциации в конце XIX века не содержала положения о взаимодействии ионов в растворе. Несущественным казалось Аррениусу влияние молекул воды на распределение катионов и анионов. Представления Аррениуса о сильных и слабых электролитах были формальными. Исходя из классических положений, можно получить значение α = 0,75-0,95 для сильных электролитов. В экспериментах доказана необратимость их диссоциации (α →1). Практически полностью распадаются на ионы растворимые соли, серная и соляная кислоты, щелочи. Частично диссоциируют сернистая, азотистая, плавиковая, ортофосфорная кислоты. Слабыми электролитами считаются кремниевая, уксусная, сероводородная и угольная кислоты, гидроксид аммония, нерастворимые основания. Воду также относят к слабым электролитам. Диссоциирует небольшая часть молекул Н 2 О, одновременно происходит моляризация ионов.

Из истории создания и развития теории электролитической диссоциации

На протяжении всей истории развития химических знаний растворы постоянно были предметом изучения. Способность растворов многих веществ проводить электрический ток была открыта М. Фарадеем в начале XIX в. Гипотезы о диссоциации веществ на ионы высказывались К. Гротгусом (1805), А.У. Уильямсоном (1851), Р. Клаузиусом (1857), Г. Гельмгольцем (1 882). Однако все они ограничивались лишь предположением, не давая развернутых доказательств этой идеи. Например, немецкий физик Гельмгольц полагал, что все электролиты в растворах полностью распадаются на ионы. Однако эта гипотеза не объясняла, например, факта увеличения электропроводности растворов по мере их разбавления, как и многих других фактов, обнаруженных в экспериментальных исследованиях.

К 80-м годам XIX в. в науке накопилось много фактов, характеризующих поведение растворов, но не поддающихся объяснению.

Например, не удавалось объяснить, почему реакция нейтрализации между разными кислотами и щелочами в тех случаях, когда на 1 моль щелочи приходится 1 моль кислоты, всегда сопровождается одинаковым тепловым эффектом, равным 57 кДж.

Было установлено также, что растворы замерзают при более низкой температуре, чем чистые растворители. При этом понижение температуры замерзания всегда пропорционально числу частиц растворенного в единице объема вещества. Так, при растворении в 1000 г растворителя 1 моль вещества температура замерзания должна понижаться на 1,86 °С. Однако при определении температуры замерзания электролитов было обнаружено много несоответствий этим расчетно-экспериментальным данным. Например, раствор хлорида натрия, содержащий 1 моль вещества в 1 000 г растворителя, замерзает не при -1,86 °С, а при -3,36 °С.

Подобных фактов было накоплено немало. Требовалось дать им объяснение на основе новой системы теоретических взглядов.

Эту задачу и решил 29-летний шведский исследователь С.А. Аррениус. Многочисленные опыты и наблюдения, проведенные Аррениусом, а также научные результаты, полученные его коллегами (в первую очередь - теория разбавленных растворов Вант-Гоффа), позволили ему сформулировать положения физической теории электролитической диссоциации, согласно которым:

• вещества делятся на электролиты и неэлектролиты;
• при растворении в воде электролиты диссоциируют на ионы;
• образующиеся ионы и молекулы растворителя находятся в состоянии неупорядоченного теплового движения.

Эти положения объясняли многое, например перечисленные выше непонятные факты.

Пример 1. Одинаковое значение теплового эффекта реакций нейтрализации объясняется тем, что сущность всех таких реакций сводится к одному и тому же процессу: связыванию протонов и гидроксид-ионов и образованию молекул воды и, естественно, характеризуется одним и тем же тепловым эффектом:

Пример 2. Понижение точки замерзания растворов электоролитов происходит пропорционально числу частиц, содержащихся в растворе. Так, при диссоциации одного моля хлорида натрия образуются два моля ионов:

Причин диссоциации Аррениус не раскрыл. Теории электролитической диссоциации было суждено пройти путь от полного неприятия большинством ученых до полного признания. Д.И. Менделеев принадлежал к категорическим противникам идей Аррениуса и отстаивал идею образования соединений из молекул растворенного вещества и растворителя, т. е. предполагал, что растворы имеют химическую природу. Химическая, или гидратная, теория растворов противопоставлялась теории Аррениуса (физической). В дальнейшем синтез идей этих двух теорий привел к созданию современной теории растворов. Огромная роль в создании гидратной теории принадлежит представлениям о химической сущности процесса растворения, обоснованным русскими учеными Д.П. Коноваловым, И.А. Каблуковым и В.А. Кистяковским.