Теорія  електролітичної  дисоціації
Більшість  хімічних  реакцій,  які  використовуються  у  якісному  аналізі,  протікають  у  водних  розчинах.  Якщо  речовина  розчиняється  у  воді  чи  іншому  розчиннику,  то  утворюється  однорідний  гомогенний  розчин.  Розчини  не  можна  розглядати  як  прості  механічні  суміші.  Процес  розчинення  завжди  супроводжується  виділенням  чи  поглинанням  теплоти.
Водні  розчини  деяких  речовин  є  провідниками  електричного  струму.  Ці  речовини  належать  до  електролітів.  Електролітами  є  кислоти,  солі  та  луги.  Багато  речовин  виявляють  властивості  електролітів  у  розплавленому  стані.  Електрична провідність розчинів і розплавів електролітів зумовлена  наявністю  у  розчині  негативно  та  позитивно  заряджених іонів, які утворюються з молекул або криста­лічних речовин. Уявлення про утворення іонів у розчинах електролітів утвердилося в хімії в першій половині XIX ст. завдяки працям англійського фізика і хіміка М. Фара­дея. Процес розщеплення електролітів на іони у водних розчинах і розплавах називається електролітичною дисо­ціацією.
Розчини деяких речовин у воді не проводять електрич­ний струм. Такі речовини називаються неелектролітами. Неелектролітами є багато органічних сполук, на­приклад сахари, спирти.
Теорія електролітичної дисоціації для водних розчинів була сформульована шведським ученим С. Арреніусом у 1887 р. Розглянемо основні положення цієї теорії.
1.      При розчиненні у воді молекули електролітів дисоціюють (розщеплюються) на позитивно і негативно заря­джені іони. Іони можуть бути утворені з одного атома – прості  іони  ( Na⁺, Cl^- ) і кількох атомів – складні    іони ( ).
2.      Дисоціація – оборотний  процес. Як правило, він
не відбувається до кінця, а в системі встановлюється ди­намічна рівновага, тобто такий стан, при якому швидкість  дисоціації дорівнює швидкості зворотного процесу - утво­рення   вихідних молекул. Тому у рівняннях дисоціації  замість знака „ дорівнює ” ставлять знак оборотності,
наприклад:

3.      Іони  у  водному  розчині  перебувають  у  хаотичному  безперервному  русі.  Якщо  у  розчин  електроліту  занурити  електроди  і  прикласти  до  них  електричну  напругу,  то  іони  набудуть  направленого  руху:  позитивно  заряджені  іони  переміщуватимуться  у  напрямі  до  катода  ( негативно  зарядженого  електрода ),  а  негативно  заряджені  іони  у  напрямку  анода  ( позитивно  зарядженого  електрода ).  Іони  також  одержали  назви:  позитивні  іони – аніони,  а  негативні – катіони.
Теорія С. Арреніуса не пояснює причин електролітичної дисоціації, вони були встановлені пізніше.
Розглянемо електролітичну дисоціацію речовин з іон­ним і полярним ковалентним зв'язком. Припустимо, що у воду помістили кристали хлориду натрію NаСІ – речо­вини  з іонним зв’язком. Полярні молекули води електростатично притягуються позитивно зарядженими кінцями до негативно заряджених іонів С1^- у хлориді натрію, а не­гативно зарядженими кінцями – до позитивно зарядже­них іонів Na⁺ ( див. рис. 1 ).           
        
Рис. 1.  Схема  дисоціації  хлориду  натрію  у  водному  розчині 
Внаслідок такої взаємодії іонів з диполями води послаблюється зв’язок  між іонами кри­стала, і вони переходять у розчин у вигляді   гідратованих  іонів.  Уявлення про гідратацію іонів, тобто про виникнення хімічного зв'язку між іонами і молеку­лами води, введено російським вченим  І. О. Каблуковим  і  стало розвитком хімічної теорії розчинів.
У неводних розчинниках також можлива електро­літична дисоціація з утворенням   соль ватованих  іонів.
Гідратації зазнають всі іони у водних розчинах, у тому числі й іони водню, які можуть утворювати хімічні зв’яз­ки  з однією, двома і більшим числом молекул води. Зви­чайно гідратовані іони водню зображують формулою Н₃О⁺ ( точніше, Н₃О⁺ Ч nН₂О, де n = 0...4 ) і називають   іоном  гідроксонію.
На рис.  2  зображено схему розщеплення молекули хлороводню з полярним ковалентним зв'язком. При взає­модії полярної молекули НС1 з диполями води відбуває­ться розрив зв'язку між атомами водню і хлору, і молекула  набуває  іонної  структури.  Потім  молекула  із  іонним  зв’язком  розщеплюється  на  окремі  гідратовані  іони.

Рис. 2  Схема дисоціації молекули хлороводню у водному розчині
Для кількісної характеристики електролітичної дисоціації введено поняття  ступінь  дисоціації, який дорівнює відношенню кількості речовини електроліту, що розщепився на іони, до загаль­ної кількості речовини цього електроліту, введеного в розчин:

Ступінь дисоціації – безрозмірна величина, його ви­ражають у частках одиниці або в процентах. При повній дисоціації електроліту на іони  ω= 1, або 100 %. Для неелектролітів, які не дисоціюють на іони,  ω = 0.
Ступінь дисоціації залежить від концентрації електро­літу і температури. З теорії електролітичної дисоціації випливає, що чим менша концентрація електроліту в роз­чині, тим більший ступінь дисоціації. При безкінечному розбавлянні розчину ступінь дисоціації наближається до 1 (100 %). Наприклад, ступінь дисоціації гідроксиду нат­рію NаОН залежно від концентрації електроліту змінює­ться так: для розчину з концентрацією с=1 моль/л  ω = 0,73 (18°С), для с = 0,1 моль/л  ω =0,84 і для с = 0,01 моль/л ω = 0,95.
Залежно  від  ступеня  електролітичної  дисоціації  всі  електроліти  поділяють  на  сильні  та  слабкі.  Такий  поділ  досить  умовний,  оскільки  ступінь  дисоціації  залежить  від  температури  розчину,  концентрації  електроліту,  і  внаслідок  цього  може  змінюватися  у  досить  широких  межах.
Слабкі  електроліти – це  речовини,  які  лише  частково  дисоціюють  на  іони.  Із  неорганічних  сполук  до  них  належить  вода,  пероксид  водню,  деякі  неорганічні  кислоти,  як,  наприклад,  вугільна  Н₂СО₃. Силу  електроліта  зручно  характеризувати  за  допомогою  константи  дисоціації: 


Якщо  електроліт  дисоціює  ступінчато,  то  константу  дисоціації  слід  записати  для  кожного  ступеня  дисоціації.  Виходячи  із  значень  константи  дисоціації  можна  визначати  та  порівнювати  силу  електролітів,  чим  менше  К_д  тим  електроліт  слабший  і  навпаки.
Для  слабких  електролітів  між  константою  та  ступенем  дисоціації  існує  зв’язок,  який  для  розбавлених  розчинів  можна  виразити  формулою: 
,
де  с – молярна  концентрація  електроліту.
Сильні  електроліти  практично  повністю  дисоційовані  на  іони. До  них  відносять  майже  всі  неорганічні  кислоти  ( сульфатна,  нітратна,  хлоридна )  та  їх  розчинні  солі,  луги.
Електростатична  взаємодія  із  утворенням  іонних  пар  зменшує  реальну  концентрацію  іонів  у  розчині,  а  отже  ступінь  дисоціації  електроліту  менший  за  100 %.  Ступінь  дисоціації  сильного  електроліту.  Який  визначають  експериментально  називають  уявним  ступенем  дисоціації.  Тому  замість  концентрації  використовують  активність.  Активність – це   ефективна  концентрація  іонізованої  частини  електроліту  в  розчині,  визначена  із  врахуванням  взаємодії  іонів:  ,  де  - це  коефіцієнт  активності  речовини,  який  враховує  сили  взаємодії  іонів,  значення,  якого  завжди  менше  або  дорівнює  одиниці.
П. Дебай  та  Г.  Гюккель  встановили,  що  в  розведених  розчинах  сильних  електролітів  логарифм  коефіцієнта  активності  пропорційний  кореню  квадратному  із  його  іонної  сили:  ,  де  А – це  стала,  яка  залежить  від  зарядів  іонів,  температури  та  діелектричної  проникності  розчинів.  Поняття  про  іонну  силу  розчину  ввели  Г. Люїс  та  Рендель.  Згідно  із  законом  іонної  сили  коефіцієнт  активності  в  розбавлених  розчинах  залежить  не  від  природи  електроліту,  а  тільки  від  величини  іонної  сили  розчину.  У  різних  електролітів  із  однаковими  значеннями  іонної  сили  коефіцієнти  активності  будуть  однакові.
Величина  іонної  сили  І  визначається  як  напівсуха  добутків  концентрацій  іонів  С на  квадрати  їх  валентностей  z:

Теорія  розчинів  електролітів  розвивається  і  у  наш  час.
  В  аналітичній  хімії  більшість  хімічних  реакцій проводять  у  розчинах.  Для  вираження  вмісту  аналізованої  речовини  у  розчинах  використовують  поняття  концентрації.  Концентрація – це  величина,  яка  характеризує  вміст  речовини  у  певному  об’ємі  її  розчину.  Виділяють  моляльну,  молярну,  нормальну  концентрації.  Але  найчастіше  в  аналітичній хімії використовують нормальну концентрацію ( нормальність ).  Вона  показує  скільки  еквівалентів  речовини  міститься  в  1 л.  розчину.  Широке  використання  нормальності  пов’язано  із  використанням  її  у  розрахунках  титраметричного  аналізу.        
Список  використаної  літератури.
1.     Глинка  Н. Л.  Общая  химия. – Л.:  Химия,  1988. – 702  с.
2.     Гончаров  А. І.,  Корнілов  М. Ю.  Довідник  з  хімії. – К.:  Вища  школа,  1974. – 303  с.         
3.     Рабинович  В. А.,  Хавин  З. Я.  Краткий  химический  справочник. – Л.:  Химия,  1978. – 331  с.
4.     Хомченко  І. Г.  Загальна  хімія. – К.:  Вища  школа,  1993. – 420 с.
5.     Щукарев  С. А.  Неорганическая  химия. – М.:  Высшая  школа, 1970. – 437 с.
6.     Полеес  М. Э.  Аналитическая  химия. – М.: Медицина,  1981. – 286  с.
7.     Крешков  А. П.,  Ярославцев  А. А. Курс  аналитической  химии. – М.:  Химия,  1964. – 430 с. 
8.     Мороз А. С.,  Ковальова  А. Г. Фізична  та  колоїдна  хімія. – Львів : Світ,  1994. – 278 с. 
9.     Артеменко  А. И.,  Тику нова  И. В.,  Ануфриев  Е. К. Практикум  по  органической  химии. – М.: Высшая  школа,  1991. – 175 с.