Растворы электролитов

При растворении электролита в воде увеличивается общее число частиц, т. к. электролиты диссоциируют на ионы и наблюдается отклонение от законов Вант-Гоффа и Рауля.

Это отклонение характеризуется изотоническим коэффициентом i, который показывает, во сколько раз осмотическое давление р_осм, повышение температуры кипения Dt_кип, понижение температуры замерзания Dt’_зам электролита, найденные экспериментально, больше соответствующих значений (P_осм, Dt_кип, Dt’_зам)для растворов неэлектролитов при той же молярной концентрации или моляльности.

Значение изотонического коэффициента для растворов электролитов больше 1, для растворов неэлектролитов равно 1.

Осмотическое давление для растворов электролитов с учетом изотонического коэффициента

P_осм = i×n×R×T/V=i×T×R × С_М.

2-й закон Рауля для растворов сильных электролитов выражается уравнениями

Dt_кип= i×m₁×К_э×1000/М×m₂ и Dt_зам= i×m₁×К_к×1000/М×m₂.

Изменение общего числа частиц в растворах электролитов характеризуется степенью электролитической диссоциации a.

Степень диссоциации и изотонический коэффициент электролита связаны между собой соотношением

a = i –1 / k-1,

где k – число ионов, образующихся при диссоциации молекулы вещества.

В зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые. Электролиты, диссоциированные на 30 % и больше, обычно называют сильными, диссоциированные в пределах от 30 до 3 % – электролитами средней силы, еще менее диссоциированные – слабыми электролитами.

Согласно новой электростатической теории электролитов, сильные электролиты в разбавленных растворах нацело диссоциированы на ионы, т.е. степень диссоциации a = 1. Однако степень диссоциации определяется экспериментально и оказывается, как правило, меньше единицы (a < 1). Объясняется это тем, что измеряется всегда не истинная, а кажущаяся степень диссоциации. Так, если a = 0,7, то все молекулы диссоциированы на ионы, но ионы свободны лишь на 70 %, остальные 30 % ионов «связаны» электростатическими взаимодействиями.

Слабые электролиты диссоциируют в растворах не полностью. В их растворах устанавливается равновесие между недиссоциированными мо­лекулами и продуктами их диссоциации - ионами.

Степенью диссоциации a электролита называется доля его мо­лекул, подвергшихся диссоциации, т.е. отношение числа молекул, рас­павшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул электролита:

,

где n –число молекул, распавшихся на ионы; N – общее число раст­воренных молекул.

В случае электролита АХ устанавливается равновесие

,

константа которого (константа диссоциации) определяется соотношением

.

Для бинарного электролита АХ константа и степень диссоциации свя­заны соотношением (закон разбавления Оствальда):

К_д = С_М × a²/1-a,

где С_м – молярная концентрация электролита, моль/л.

Так как для слабых электролитов степень диссоциации значительно меньше единицы, то для приближенных расчетов можно принять 1 - a» 1. Тогда выражение закона Оствальда упрощается:

К_д = С_М × a², откуда

.

Если в растворе электролита АХ степень его диссоциации равна a, то концентрации ионов А⁺ и в растворе одинаковы и могут быть найдены по формуле [А⁺] = [Х^-] = a × С_М.

Подставив значение a из выражения закона разбавления, находим

[А⁺] = [ ] = .