Основные положения электролитической диссоциации. Основные положения теории электролитической диссоциации

Обобщим сведения об электролитической диссоциации в виде основных положений ныне общепризнанной теории. Она заключается в следующем.

Ионы - это одна из форм существования химического элемента. Свойства ионов совершенно не похожи на свойства атомов, которые их образовали. Например, атомы металла натрия Na 0 энергично взаимодействуют с водой, образуя при этом щёлочь (NaOH) и водород Н 2 , в то время как ионы натрия Na+ таких продуктов не образуют. Хлор Сl 2 имеет жёлто-зелёный цвет и резкий запах, ядовит, а ионы хлора Сl - бесцветны, неядовиты, лишены запаха. Никому не придёт в голову использовать в пищу металлический натрий и газообразный хлор, в то время как без хлорида натрия, состоящего из ионов натрия и хлора, невозможно приготовление пищи. Напомним:

Слово ион в переводе с греческого означает «странствующий». В растворах ионы беспорядочно передвигаются («странствуют») в различных направлениях.

По составу ионы делят на простые - С1 - , Na + и сложные - .

В результате взаимодеиствия электролита с молекулами воды образуются гидратированные, т. е. связанные с молекулами воды, ионы.

Следовательно, по наличию водной оболочки ионы делят на гидратированные (в растворах и кристаллогидратах) и не гидратированные (в безводных солях).

Свойства гидратированных и негидратированных ионов отличаются, как вы смогли уже убедиться на примере ионов меди.

Следовательно, существует ещё одна классификация ионов - по знаку их заряда.

В растворах электролитов сумма зарядов катионов равна сумме зарядов анионов, вследствие чего эти растворы электронейтральны.

Наряду с процессом диссоциации (распад электролита на ионы) протекает и обратный процесс - ассоциация (соединение ионов). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации слабых электролитов вместо знака равенства ставят знак обратимости, например:

Степень диссоциации зависит от природы электролита и его концентрации. По степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые.

По характеру образующихся при диссоциации электролитов ионов различают три типа электролитов: кислоты, основания и соли.

Для многоосновных кислот протекает ступенчатая диссоциация. Например, для фосфорной кислоты Н 3 Р0 4:

1-я ступень - образование дигидрофосфат-ионов:

2-я ступень - образование гидрофосфат-ионов:

Следует учитывать, что диссоциация электролитов по второй ступени происходит намного слабее, чем по первой. Диссоциация по третьей ступени при обычных условиях почти не происходит.

Все кислоты объединяет то, что они при диссоциации обязательно образуют катионы водорода. Поэтому логично предположить, что общие характерные свойства кислот - кислый вкус, изменение окраски индикаторов и др. - обусловлены именно катионами водорода.

Все общие свойства оснований - мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов и др. - обусловлены общими для всех оснований гидроксид-ионами ОН - .

Очевидно, что свойства солей определяются как катионами металла, так и анионами кислотного остатка. Так, соли аммония имеют как общие свойства, обусловленные ионами , так и специфические, обусловленные различными анионами. Аналогично, общие свойства сульфатов - солей серной кислоты - определяются ионами , а различные - разными катионами. В отличие от многоосновных кислот и оснований, содержащих несколько гидроксид-ионов, такие соли, как K 2 SO 4 ,

A1 2 (SO 4) 3 и т. д., диссоциируют сразу полностью, а не ступенчато:

Ключевые слова и словосочетания

Основные положения теории электролитической диссоциации.
Ионы простые и сложные, гидратированные и негидратированные, катионы и анионы.
Кислоты, основания и соли в свете теории электролитической диссоциации.

Работа с компьютером

Обратитесь к электронному приложению. Изучите материал урока и выполните предложенные задания.
Найдите в Интернете электронные адреса, которые могут служить дополнительными источниками, раскрывающими содержание ключевых слов и словосочетаний параграфа. Предложите учителю свою помощь в подготовке нового урока - сделайте сообщение по ключевым словам и словосочетаниям следующего параграфа.

Вопросы и задания

Электролиты – вещества, водные растворы и расплавы которых проводят электрический ток. Эти вещества имеют ионную и ковалентную сильнополярную связи. Электролитами являются кислоты, основания, соли. Поведение электролитов в растворе объясняет теория электролитической диссоциации, сформулированная Сванте Аррениусом в 1887 году:

Вещества, растворы которых являются электролитами, при растворении распадаются на частицы (ионы), несущие положительные и отрицательные заряды.

Процесс распада электролита на ионы называется электролитической диссоциацией. Под действием электрического напряжения положительно заряженные ионы двигаются к катоду, а отрицательно заряженные – к аноду.

Ионы, заряженные положительно, называются катионами , а отрица-тельно заряженные ионы – анионами . Катионами являются положительно заряженные ионы металлов, ион водорода, NH 4 + , анионы –кислотные остатки и гидроксид-ион. Величина заряда иона совпадает с валентностью атома или кислотного остатка, а количество положительных зарядов равно количеству отрицательных. Поэтому раствор в целом электронейтрален. Процесс электролитической диссоциации изображается следующим образом:

NaCl ↔ Na + + Cl‾

H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2–

Теория Аррениуса объяснила многие явления, связанные со свойствами растворов электролитов, но не ответила на вопрос: почему одни вещества являются электролитами, а другие – нет, а также какую роль в образовании ионов играет растворитель.

2 . Механизм диссоциации

Теорию процесса диссоциации разработал И.А. Каблуков (1891).

Представим себе, что ионный кристалл, например NaCl, внесен в воду. Каждый ион, находящийся на поверхности кристалла, образует вокруг себя электрическое поле. Вблизи от Na + создается поле положительного знака, вблизи Cl – дается электростатическое поле отрицательного знака. Влияние этих полей распространяется на некоторое расстояние от кристалла. В растворе кристалл со всех сторон окружают беспорядочно движущиеся молекулы воды. Попадая в поле действия электрических заряженных ионов, они изменяют свое движение: в непосредственной близости от кристалла они ориентируются таким образом, что к отрицательно заряженному иону Cl – диполи воды оказываются направленными положительно заряженным полюсом, а к положительно заряженному иону Na + – отрицательно заряженным полюсом (рис. 1). Такое явление называется ориентацией полярных молекул в электростатическом поле. Между ионами и диполями воды действуют кулоновские силы притяжения. В результате ион-дипольного взаимодействия выделяется энергия, которая способствует разрыву ионных связей в кристалле и переведению иона из кристалла в раствор. Отделенные друг от друга ионы тотчас же после разрыва связи между ними вплотную окружаются полярными молекулами воды и становятся полностью гидратированными . Явление взаимодействия ионов с молекулами воды, в результате чего происходит образование гидратной оболочки, называется гидратацией ионов .

Рис. 1. Диссоциация ионных соединений

Гидратированные ионы, имеющие противоположные заряды, могут взаимодействовать друг с другом. Но так как ионы движутся в растворе вместе с гидратными оболочками, то сила их взаимодействия значительно уменьшена, и они способны к самостоятельному существованию.

При растворении полярных соединений происходит ориентация диполей воды вокруг растворенных молекул, вызывая еще большую поляризацию их. Полярная ковалентная связь между атомами переходит в ионную. Общая электронная пара сдвигается к одному из атомов (рис. 2).

Рис. 2. Диссоциация молекул с полярной ковалентной связью

Например, в HCl электронная пара сдвигается к атому хлора, который превращается в гидратированный ион хлора, и протон с молекулой воды образует сложную положительно заряженную частицу H 3 O + – ион гидроксония.

HCl + xH 2 O ↔ H 3 O + + Cl – ∙yH 2 O

Таким образом, электролитами могут быть соединения только с ионной или полярной ковалентной связью. Электролиты могут диссоциировать только в полярных растворителях.

Цели урока:

Образовательные –

сформулировать основные положения теории электролитической диссоциации;
обобщить сведения об ионах;
закрепить умение записывать процесс диссоциации при помощи химических знаков и формул.

Воспитательная – воспитывать желание учиться активно, с интересом, прививать сознательную дисциплинированность, четкость и организованность в работе.

Развивающая – развивать умение учащихся на основе теоретических знаний сравнивать, анализировать, обобщать, логически рассуждать, делать выводы, развивать устную речь.

Методы обучения: объяснение, беседа, сравнение, постановка и решение учебных проблем, химический эксперимент (видеосюжет), самостоятельная индивидуальная работа.

Средства обучения: мультимедийный проектор, компьютер, таблица растворимости кислот, оснований и солей в воде, тренировочные упражнения, учебная литература: «Химия. 8 класс», авторы – О.С. Габриелян – М.: Дрофа, 2008.

Ход урока

I. Организационный момент.

II. Вводная беседа: сообщение темы, разъяснение целей и задач урока.

(2 мин) /слайд 1, 2/

Тема урока сегодня «Основные положения теории электролитической диссоциации». Эта тема является продолжением предыдущего занятия. Поэтому сегодня целью нашего урока будет обобщить сведения об ионах, закрепить умение записывать процесс диссоциации при помощи химических знаков и формул, сформулировать основные положения теории электролитической диссоциации

III. Актуализация пройденного материала: проверка домашнего задания.

Проверим домашнее задание. У вас на столах есть листы с заданиями. Напишите в правом верхнем углу свою фамилию и имя. Приступаем к выполнению задания. На выполнение задания – 5 мин.

Задание 1 /слайд 3/

Проверь свои знания. Допишите определения.

Вещества, растворы которых проводят электрический ток, называют … (электролиты)
Процесс распада электролита на ионы называют … (электролитическая диссоциация)
Вещества, растворы которых не проводят электрический ток, называют … (неэлектролиты)
Отношение числа частиц, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных частиц называют … (степень электролитической диссоциации)

Задание 2 /слайд 4/

Проверь свои знания. Дополните схему.

Задание 3 /слайд 5/

Проверь свои знания. Заполните таблицу.

Задание 4 /слайд 6/

На ответ дается – 3 минуты.

Пользуясь схемой на экране, расскажите о последовательности процессов, происходящих при диссоциации

А) веществ с ионной связью

ориентация молекул – диполей воды около ионов кристалла;
гидратация (взаимодействие) молекул воды с противоположно заряженными ионами поверхностного слоя кристалла;
диссоциация (распад) кристалла электролита на гидратированные ионы.

Б) веществ с ковалентной полярной связью

ориентация молекул воды вокруг полюсов молекулы электролита;
гидратация (взаимодействие) молекул воды с молекулами электролита;
ионизация молекул электролита (превращение ковалентной полярной связи в ионную);
диссоциация (распад) молекул электролита на гидратированные ионы.

IV. Изучение нового материала.

История открытия теории электролитической диссоциации. /слайд 7/

Шведский ученый Сванте Аррениус изучая электропроводность растворов различных веществ, пришел к выводу, что причиной электропроводности является наличие в растворе ионов, которые образуются при растворении электролита в воде. Этот процесс получил название электролитическая диссоциация. В 1887 году Аррениус сформулировал основные положения теории электролитической диссоциации. Рассмотрим основные положения теории электролитической диссоциации (в сокращенном варианте ТЭД). /слайд 8/

Основные положения теории ТЭД

1. При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на положительные и отрицательные ионы.

Например: NaCl = Na + + Cl -

Ионы – это одна из форм существования химического элемента. Ионы отличаются от атомов числом электронов, т.е. электрическим зарядом. Атомы – нейтральные частицы, ионы имеют заряд (положительный или отрицательный). Эти два обстоятельства и обуславливают различие их свойств.

/слайд 9/

Следовательно, ионы – это положительно или отрицательно заряженные частицы в которые превращаются атомы или группы атомов в результате отдачи или присоединения электронов. Этот процесс превращения можно представить в виде схемы.

Разберем различие свойств атомов и ионов на примере всем известного вещества – поваренной соли. 1 электрон – это очень много для изменения свойств, поэтому свойства ионов совершенно не похожи на свойства атомов, которые их образовали. Металлический натрий – очень реакционно-способное вещество, которое даже хранят под слоем керосина, иначе натрий начнет взаимодействовать с компонентами окружающей среды. Натрий энергично взаимодействует с водой, образуя при этом щелочь и водород, в то время как положительные ионы натрия таких продуктов не образуют. Хлор имеет желто-зеленый цвет и резкий запах, ядовит, а ионы хлора – бесцветны, неядовиты, лишены запаха. Никому не придет в голову использовать в пищу металлический натрий и газообразный хлор, в то время как без хлорида натрия, состоящего из ионов натрия и хлора, невозможно приготовление пищи. Отличаются эти две частицы только одним электроном.

Слово «ион» в переводе с греческого означает «странствующий». В растворах ионы беспорядочно передвигаются («странствуют») в различных направлениях. По составу ионы делят на простые – Cl - , Na + сложные – NH 4 + , SO 4 - .

Основные положения теории ТЭД

2. Причиной диссоциации электролита в водном растворе является его гидратация, т.е. взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.

В результате взаимодействия электролита с молекулами воды образуются гидратированные, т.е. связанные с молекулами воды, ионы.

Следовательно, по наличию водной оболочки ионы делят на гидратированные (в растворах и кристаллогидратах) и негидратированные (в безводных солях). Например: кристаллогидраты - глуберова соль, медный купорос; безводные соли – сульфат меди, нитрат натрия. Свойства гидратированных и негидратированных ионов отличаются, как вы смогли убедиться на примере ионов меди.

ИОНЫ (по наличии водной оболочки)

гидратированные
в растворах и кристаллогидратах: CuSO 4 *5H 2 O , Na 2 SO 4 *10H 2 O
негидратированные
в безводных солях: Cu 2+ SO 4 2- , Na + NO 3 -

Основные положения ТЭД

3. Под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к отрицательному полюсу источника тока – катоду, поэтому их называют катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся к положительному полюсу источника тока – аноду, поэтому их называют анионами.

Следовательно, существует еще одна классификация ионов – по знаку их заряда.

ИОНЫ
*катионы (положительно заряженные частицы)
*анионы (отрицательно заряженные частицы)

Основные положения ТЭД

Электролитическая диссоциация – процесс обратимый для слабых электролитов. Наряду с процессом диссоциации (распад электролита на ионы) протекает и обратный процесс – ассоциация (соединение ионов). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости, например:

HNO 2 ↔ H + + NO 2-

/слайд 17/

Основные положения ТЭД

5. Не все электролиты в одинаковой мере диссоциируют на ионы.

Степень диссоциации зависит от природы электролита и его концентрации.

По степени диссоциации электролиты делят на слабые и сильные.

Основные положения ТЭД

6. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.

Попробуем теперь выполнить задание, используя полученную информацию. При выполнении задания, обратите внимание на то, является ли вещество электролитом.

HNO 3
H 2 SiO 3

Основываясь на составленных схемах, попробуйте дать определение кислотам с точки зрения ТЭД.

ДОПИШИТЕ ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Кислоты – это электролиты, которые диссоциируют на катионы … и анионы …

КИСЛОТЫ- это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка.

Например:

HCl = H + + Cl -
HNO 3 = H + + NO 3 -

Для многоосновных кислот протекает ступенчатая диссоциация. Например, для фосфорной кислоты H3PO4:

1-я ступень – образование дигидрофосфат – ионов:

H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 -

2-я ступень – образование гидрофосфат – ионов:

H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2-

Cледует учитывать, что диссоциация электролитов по второй ступени происходит намного слабее, чем по первой. Диссоциация по третьей ступени при обычных условиях почти не происходит.

Все кислоты объединяет то, что они при диссоциации обязательно образуют катионы водорода. Поэтому логично предположить, что общие характерные свойства кислот – кислый вкус, изменение окраски индикаторов и др. – обусловлены именно катионами водорода.

Выполним следующее задание, основываясь на основных положениях ТЭД.

Составьте возможные уравнения электролитической диссоциации веществ в водных растворах.

Fe(OH) 2

Назовите класс данных веществ.

Основываясь на составленных схемах, попробуйте дать определение основаниям с точки зрения ТЭД.

ДОПИШИТЕ ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Основания – это электролиты, которые диссоциируют на катионы … и анионы …

ОСНОВАНИЯ- это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла и гидроксид-анионы.

Например:

NaOH = Na + + OH -
KOH = K + + OH -

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато, в основном по первой ступени. Например, гидроксид бария Ba (OH)2:

1-я ступень – образование гидроксо-ионов:

Ba (OH) 2 ↔ OH - + BaOH +

2-я ступень – образование ионов бария:

BaOH+ ↔ Ba 2+ + OH -

Все общие свойства оснований – мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов и др. – обусловлены общими для всех оснований гидроксид-ионами ОН - .

Выполняем следующее задание.

Составьте возможные уравнения электролитической диссоциации веществ в водных растворах.

KNO 3
BaSO 4

Назовите класс данных веществ.

Основываясь на составленных схемах, попробуйте дать определение солям с точки зрения ТЭД.

ДОПИШИТЕ ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Соли – это электролиты, которые диссоциируют на катионы … и анионы …

СОЛИ- это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла (или аммония NH 4) и анионы кислотных остатков.

Например:

K 3 PO 4 = 3K + + PO 4 3-
NH 4 Cl = NH 4 + + Cl -

Очевидно, что свойства солей определяются как катионами металла, так и анионами кислотного остатка. Так, соли аммония имеют как общие свойства, обусловленные ионами NH 4 + , так и спецефические, обусловленные различными анионами. Аналогично, общие свойства сульфатов – солей серной кислоты – определяются ионами SO 4 2- , а различные – разными катионами. В отличие от многоосновных кислот и оснований, содержащих несколько гидроксид-ионов, такие соли как K 2 SO 4 , Al 2 (SO 4) 3 и т. д., диссоциируют сразу полностью, а не ступенчато.

А теперь давайте выполним более сложное задание, основываясь на всем изученном на уроке материале.

ПРОВЕРЬ СВОИ ЗНАНИЯ

Пользуясь таблицей растворимости, приведите примеры трех веществ, которые в растворах образуют сульфат-ионы. Запишите уравнения электролитической диссоциации этих веществ.

Например:

H 2 SO 4 ↔ H + + SO 4 -
HSO 4 ↔ H + + SO 4 2-

В заключение урока предлагаю вашему вниманию видеозапись опыта, где показано разложение раствора хлорида меди на ионы, под действием электрического тока.

Открываем дневники и записываем домашнее задание.

§36, положения ТЭД записать в тетрадь, выучить наизусть;
Определения кислот, оснований, солей выучить наизусть;
Задание №5, страница 203 (письменно).

Рассмотрим основные положения теории электролитической диссоциации.

При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на положительные и отрицательные ионы.

Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома – это простые ионы (Na + , Mg 2+ , Аl 3+ и т.д.) – или из нескольких атомов – это сложные ионы (NО 3 - , SO 2- 4 , РО З- 4 и т.д.).

Причиной диссоциации электролита в водном растворе является его гидратация, т.е. взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.

Под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к отрицательному полюсу источника тока – катоду, поэтому их называют катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся к положительному полюсу источника тока – аноду, поэтому их называют анионами.

Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами.

4. Электролитическая диссоциация – процесс обратимый для слабых электролитов. Наряду с процессом диссоциации (распад электролита на ионы) протекает и обратный процесс – ассоциация (соединение ионов). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости, например:

HNO 2 ↔ H + + NO 2-

Механизм электролитической диссоциации.

Электролитическая ионизация обусловлена взаимодействием полярных молекул растворителя с частицами растворенного вещества. Упрощенно, без учета H-связей в воде, этапы электролитической диссоциации представлены на рис. 3.1.

Рисунок 3.1

Этапы электролитической ионизации полярных молекул (а)

и ионных кристаллов (б)

1 - сольватация; 2 - ионизация; 3 - диссоциация.

Подготовительным этапом электролитической диссоциации является сольватация вещества (этап 1). Далее полярные молекулы (например, HCl) поляризуются в силовом поле окружающих их диполей растворителя, и вследствие сильного смещения связывающих электронов связь становится ионной. Происходит ионизация молекулы (этап 2), а затем гетеролитическая диссоциация связи с образованием гидратированных ионов:

HCl (г) + nH 2 O H + (H 2 O) x + Cl - (H 2 O) n-x .

Сольватация вещества наблюдается и при растворении преимущественно ионных кристаллов (например, NaCl) в воде. Взаимодействие с полярными молекулами растворителя способствует ослаблению связей в кристалле и обеспечивает возможность перехода ионов Na и Cl в раствор с образованием гидратированных ионов:

NaCl + nH 2 O Na + (H 2 O) x + Cl - (H 2 O) n-x .

Количество молекул в сольватной оболочке меняется в зависимости от природы иона, температуры и концентрации раствора. Поэтому формулой невозможно точно передать состав сольвата, т.к. он может быть, например, Na + (H 2 O) 6 , Na + (H 2 O) 23 и др.

Основные понятия электролитической диссоциации.

По способности вещества распадаться или не распадаться в расплаве или растворе на ионы различают, соответственно, электролиты и неэлектролиты .

Электролиты - это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток . К электролитам принадлежат большинство солей и гидроксиды.

Неэлектролиты - это сложные вещества, которые не распадаются на ионы и вследствие чего их растворы и расплавы не проводят электрический ток . К неэлектролитам относят большую часть органических соединений, например, бензол, глюкозу, крахмал (важнейшие исключения: органические кислоты и оранические основания).

К сильным электролитам условно относят вещества, кажущаяся степень диссоциации которых в растворе превышает 30% (ά > 0,3). При ά < 3% (ά < 0,03) электролиты считают слабыми, в других случаях о них говорят как об электролитах средней силы.

Силу электролитов количественно характеризуют степенью диссоциации. Степень диссоциации ( ά) - это отношение числа распавшихся на ионы молекул (N дис.) к общему числу молекул растворенного вещества (N общ.) :

Степень диссоциации выражают в долях единицы или в процентах. Поскольку общее число молекул вещества в растворе пропорционально количеству его вещества и его молярной концентрации, то можно записать:

где n дис. и c дис. - соответственно, количество и молярная концентрация растворенного вещества, подвергшегося электролитической диссоциации;

n общ. и c общ. - количество и молярная концентрация вещества в растворе в момент его приготовления.

Электролиты, у которых ά = 1, относят к сильным, у слабых электролитов ά < 1 .

Степень диссоциации обычно определяют по данным измерения электропроводности растворов, которая прямо пропорциональна концентрации свободно движущихся ионов. При этом получают не истинные ά , а кажущиеся значения. Они всегда меньше истинных значений ά , т.к. ионы при движении к электродам сталкиваются и частично уменьшают свою подвижность, особенно при высокой их концентрации в растворе, когда возникает электростатическое притяжение между ионами. Например, истинное значение степени электролитической диссоциации HCl в разбавленном растворе равно 1, в 1 М растворе ά = 0,78 (78%) при 18 0 С, однако, в этом растворе не содержится 22% недиссоциированных молекул HCl, практически все молекулы диссоциированы.

Электролиты, которые в разбавленном водном растворе диссоциируют практически полностью, называют сильными электролитами .

К сильным электролитам в водных растворах принадлежат почти все соли, многие неорганические кислоты (H 2 SO 4 , HNO 3 , HClO 4 , галогеноводородные, кроме HF и др.), гидроксиды s-элементов (исключение - Be(OH) 2 и Mg(OH) 2). Кажущиеся значения a этих электролитов находятся в пределах от 70 до 100%.

Диссоциация сильных электролитов - это практически необратимый процесс :

HCl → H + + Cl - или HCl = H + + Cl -

Электролиты, которые в разбавленном водном растворе диссоциируют частично, называют слабыми. Диссоциация слабых электролитов - обратимый процесс , например:

Степень электролитической диссоциации зависит от:

природы электролита и растворителя;
концентрации раствора;
температуры

и возрастает при увеличении разбавления раствора . Степень диссоциации возрастает при увеличении температуры раствора. Если в растворе слабой кислоты или слабого основания увеличить концентрацию одноименного иона введением соответствующей соли, то наблюдается резкое изменение степени диссоциации слабого электролита. Рассмотрим, например, как изменится ά уксусной кислоты (CH 3 COOH) при введении в раствор ацетата натрия (введение одноименных ионов CH 3 COO -).

Согласно принципу Ле Шателье равновесие процесса диссоциации

сместится влево в результате увеличения концентрации ацетат-ионов CH 3 COO - , образующихся при диссоциации ацетата натрия:

CH 3 COONa → CH 3 COO - + Na + .

Такое смещение равновесия в сторону молизации CH 3 COOH означает уменьшение степени ее диссоциации и приводит к уменьшению концентрации ионов водорода.