, эти ионы гидратируются. При этом нон водорода Н+ (т. е. протон) оказывается прочно связанным с молекулой воды в ион гидро-ксония НзО+. Так, при растворении в воде хлороводорода происходит процесс, который схематически можно выразить уравнением:

Н20 + НС1 =Н30+-ЬСГ

В результате этого процесса молекула НС1 расщепляется таким образом, что общая пара электронов остается у атома хлора, который превращается в ион С1~, а протон, внедряясь в электронную оболочку атома кислорода в молекуле воды, образует поп гидро-ксония Н30+.

Подобного же рода процессы происходят и при растворении в воде других кислот, например, азотной:

Н20 + НХОз - Н30+ + N03-

Перешедшие в раствор попы остаются связанными с молекулами воды и образуют гидраты попов. Иначе говоря, в результате диссоциации образуются не свободные ионы, а соединения ионов с молекулами растворителя. В общем случае любого растворителя эти соединения называются сольватами ионов. Но в уравнениях диссоциации обычно пишут формулы ионов, а не их гидратов или сольватов, тем более что число молекул растворителя, связанных с ионами, изменяется в зависимости от концентрации раствора и других условий.

Диссоциации веществ как ионного, так и молекулярного строения способствует полярность молекул растворителя. Поэтому не только вода, но и другие жидкости, состоящие из полярных молекул (муравьиная кислота, этиловый спирт, аммиак и другие), также являются ионизирующими растворителями: соли, кислоты и основания, растворенные в этих жидкостях, диссоциируют на ионы.

84. Степень диссоциации. Сила электролитов. Если бы электролиты полностью диссоциировали на ионы, то осмотическое давление (и другие пропорциональные ему величины) всегда было бы в целое число раз больше значений, наблюдаемых в растворах неэлектролитов. Но еще Вант-Гофф установил, что коэффициент / выражается дробными числами, которые с разбавлением раствора возрастают, приближаясь к целым числам.

Аррениус объяснил этот факт тем, что лишь часть электролита диссоциирует в растворе на ионы, и ввел понятие степени диссоциации. Степенью диссоциации электролита называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе.

Позже было установлено, что электролиты можно разделить на две группы: сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты в водных растворах диссоциированы практически нацело. Понятие степени диссоциации к ним по существу неприменимо, а отклонение изотонического коэффициента i от целочисленных значений объясняется другими причинами (см. § 86). Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично, и в растворе устанавливается динамическое равновесие между недиссоцииро-ванными молекулами и ионами.

К сильным электролитам принадлежат почти все соли; из важ* нейших кислот и оснований к ним относятся HNT03, H2S04, НСЮ4, HCl, НВг, HI, КОН, NaOH, Ва(ОН)2 и Са(ОН)2.

К слабым электролитам относится большинство органических кислот, а из важнейших неорганических соединений к ним принадлежат Н2С03, H2S, HCN, H2Si03 и NH4OH.

Степень диссоциации принято обозначать греческой буквой а и выражать либо в долях единицы, либо в процентах. Так, для 0,1 н. раствора СН3СООН а = 0,013 (или 1,3%), а для 0,1 н. раствора HCN а = Ю-4 (или 0,01 % ).

85. Константа диссоциации. К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы равновесия. Например, для диссоциации уксусной кислоты

СНзСООЫ Н+-|-СН3СОО"

константа равновесия имеет вид

[Н+] [СНзСОО-] Л = [СНзСООН]

Здесь в числителе дроби стоят концентрации ненов—продуктов диссоциации, а в знаменателе — концентрация недиссоцииро-ваиных молекул.

Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Величина К зависит от природы электролита н растворителя, а также от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Она характер рнзует способность данной кислоты или данного основания распадаться на ионы: чем выше Л', тем легче электролит диссоциирует*

Мнсгоссновные кислоты, а также основания двух- и более валентных металлов диссоциируют ступенчато. В растворах эшц веществ устанавливаются сложные равновесия, в которых участи вуют ионы различного заряда. Например, диссоциация угольной кислоты происходит в две ступени:

Н2С03 H+ + HCOJ

НСО3 н+ + соГ

Первое равновесие — диссоциация по первой ступе* и н — характеризуется константой диссоциации, обозначаемой Kii

К _ [Н*1 ["С°а1

Kl tM2td3]

а второе — диссоциация по второй ступени — константой диссоциации К2'.

к [н+] [cor]

Д2 — г \

[нсо;]

Суммарному равновесию

к2со3 ^ 2н+ + cofr

отвечает суммарная константа диссоциации К:

[ЬГ] \col-] [Н2СО,]

Величины К, К\ и Кг связаны друг с другом соотношением:

К ~ К\К2

Аналогичные соотношения характеризуют и ступенчатую диссоциацию оснований многовалентных металлов. Например, двум ступеням диссоц