лавах, і тому проводять електричний струм, називаються електролітами.
Електроліти при розчиненні у воді розпадаються на іони: додатні - катіони і негативні - Аніони. p> Дисоціація - процес для більшості електролітів оборотний: поряд з розпадом протікає процес з'єднання іонів (асоціація).
Водні розчини електролітів умовно діляться на три групи: сильні, середні і слабкі. У зв'язку з чим введено величина ступінь дисоціації б = nдіс. /Nобщ., Де nдіс. - Число молекул електроліту, що розпалися на іони, Nобщ. - Загальне число молекул електроліту в розчині.
Якщо б> 30% - це сильні електроліти, б = 5-30% мають середні електроліти, б <5% - слабкі електроліти.
24.Раствори електролітів. Ізотонічний коефіцієнт. Теорія електролітичної дисоціації. Ступінь електролітичної дисоціації. Поняття про активність
Електролітична дисоціація, повний або частковий розпад молекул розчиненої речовини на катіони і аніони. Електролітичної дисоціацією називають також розпад на катіони і аніони іонних кристалів при розчиненні або расплавлении. Електролітична дисоціація, як правило, відбувається в полярних розчинниках.
При електролітичної дисоціації розриваються зазвичай лише найбільш полярні зв'язку молекул, наприклад карбонові кислоти RCOOH дисоціюють на і Н +, електролітичної дисоціації можуть піддаватися молекули деяких розчинників, наприклад води.
Основними причинами електролітичної дисоціації є, з одного боку, взаємодія розчиненої речовини з розчинником, яке призводить до сольватації іонів, а з іншого боку - значне ослаблення електростатичних взаємодій між сольватованих іонами в середовищі, обумовлене її електростатичним полем (діелектричної проникністю розчинника). При цьому робота, необхідна для руйнування молекул (кристалічної решітки), забезпечується за рахунок енергії сольватації. Електролітична дисоціація лежить в основі розподілу розчинів на два класи - розчини неелектролітів та розчини електролітів. Спостережуване відмінність в Колігативні властивостях розбавлених розчинів електролітів і неелектролітів пояснюється тим, що через електролітичної дисоціації збільшується загальна кількість частинок в розчині. Це, зокрема, приводить до збільшення осмотичного тиску розчину сравнітельнос розчинами неелектролітів, зниженню тиску пара розчинника над розчином, увеліченіюізмененія температури кипіння і замерзання розчину щодо чистого розчинника. Електролітичної дисоціацією пояснюється також іонна електропровідність електролітів.
Мірою електролітичної дисоціації є ступінь дисоціації альфа-відношення кол-ва диссоційованих на іони молекул електроліту до їх вихідного кількістю в розчині. Згідно з цим визначенням альфа-змінюється від 0 (відсутність дисоціації) до 1 (повна дисоціація) і залежить від природи розчиненої речовини і розчинника, а також від концентрації розчину і температури. Як правило, із збільшенням діелектричної проникності розчинника його збільшується, хоча помітна дисоціація спостерігається в деяких розчинниках з низькою. Здатність даної речовини MX до електролітична дисоціація в певному розчинника за схемою MX M + + Х-характеризується константою електролітичної дисоціації KD, пов'язаної, відповідно до закону діючих мас, зі ступенем дисоціації альфа співвідношенням
В
де х: - молярна концентрація електроліту-середній іонний коефіцієнт активності; коефіцієнт активності недіссоціірованной частини електроліту. Як і значення константи KD залежить від властивостей розчиненої речовини, зокрема від міцності зв'язку між фрагментами молекул електроліту, що утворюють катіон і аніон, від діелектричних властивостей розчинника, його здатності сольватованих іони, а також від температури і тиску; на відміну від альфа не залежить від концентрації розчину. Константа KD може бути визначена експериментально, наприклад, по залежності електропровідності розчину від концентрації електроліту або шляхом прямого вимірювання вмісту вільних іонів у розчині, наприклад, спектрофотометрическим методом.
Відповідно поняттями повної і неповної електролітичної дисоціації електроліти класифікують на сильні і слабкі (див. Електроліти), повністю дисоціюють у розчині багато солі неорганічних кислот, деякі кислоти та основи. Неповна електролітична дисоціація спостерігається для солей, катіони яких схильні до утворення ковалентних зв'язків з аніонами, наприклад солі Ag, Cd, Zn. Деякі багатоосновні кислоти, наприклад H2SO4, повністю дисоціюють лише щодо відщеплення одного іона Н +, а подальша дисоціація утруднена. Розбавлені розчини слабких електролітів за своїми властивостями близькі до ідеальних розчинів, для них у формулі (1) коефіцієнт активності можна вважати рівними 1. Тоді формула (1) переходить до закону розведення Оствальда:
В
в якому а можна замінити відношенням де і-відповідно еквівалентна електропровідність розчину при даній концентрації і при нескінченному розведенні. Ві...
