Отже, обидва розчини киплять за однакової температури (100,52 0с) та замерзають за однакової температури (-1,86 0с).

9. Розчини електролітів

Електролітами називаються речовини, розплави та розчини яких проводять електричний струм. До електролітів належать кислоти, основи, амфотерні гідроксиди та солі.

Згідно з теорією електролітичної дисоціації електроліти під час розчинення дисоціюють на йони. Отже, електропровідність розчинів електролітів обумовлена наявністю у розчинах йонів, тобто розчини електролітів є йонними провідниками на відміну від електронних провідників, якими є метали.

Причиною дисоціації електроліту є його взаємодія з молекулами розчинника. Розчинник має бути полярним, а електроліт – йонною або полярною сполукою.

Під час розчинення йонної сполуки виникає взаємодія йонів електроліту, що знаходяться у вузлах кристалічної решітки, з полярними молекулами розчинника. Це призводить до вивільнення йонів з кристалічної решітки розчинюваної речовини і їх переходу у розчин. Під час розчинення полярної сполуки її молекули внаслідок взаємодії з полярними молекулами розчинника розщеплюються на йони.

У розчині йони електроліту оточені певною кількістю молекул розчинника, тобто існують у вигляді сольватованих йонів, а якщо розчинник – вода, то у вигляді гідратованих йонів.

Кількісні характеристики процесу дисоціації

Ступінь дисоціації розчиненої речовини  показує, яка частка розчинених молекул дисоціює на йони. Отже, ступінь дисоціації – це відношення концентрації продисоційованих молекул до концентрації розчинених молекул речовини:

(9.1)

Ступінь дисоціації набуває значень від нуля до одиниці, або у відсотках – від 0 до 100%, тобто 0≤≤1.

Ступінь дисоціації залежить від природи розчиненої речовини.

Якщо розчинена речовина є неелектролітом, тобто не дисоціює на йони, то =0.

Електроліти за величиною ступеня дисоціації поділяють на сильні та слабкі.

Сильні електроліти дисоціюють на йони повністю, тобто концентрація продисоційованих молекул електроліту дорівнює концентрації розчинених молекул. Отже, ступінь дисоціації сильних електролітів становить 1 або 100% незалежно від їх концентрації.

Процес дисоціації сильного електроліту є необоротним: у розчині існують тільки йони, на які продисоціювали всі розчинені молекули електроліту.

Прикладом дисоціації сильного електроліту є дисоціація нітратної кислоти:

HNO₃ = H⁺ + NO₃^– (9.2)

Слабкі електроліти дисоціюють на йони частково, тобто концентрація продисоційованих молекул електроліту менша за концентрацію розчинених молекул. Отже, ступінь дисоціації слабких електролітів менший за одиницю (α<1). У розчині слабкого електроліту встановлюється рівновага між недисоційованими молекулами електроліту та йонами, на які продисоціювала частина розчинених молекул. Процес дисоціації слабкого електроліту є оборотним: одночасно відбувається і дисоціація молекул на йони, і утворення молекул з йонів. Прикладом дисоціації слабкого електроліту є дисоціація ацетатної кислоти:

СН₃СООН Н⁺ + СН₃СОО^– (9.3)

Ступінь дисоціації слабких електролітів залежить від температури та їх концентрації у розчині.

Процес дисоціації у більшості є ендотермічним, тому за принципом Ле Шательє підвищення температури зміщує рівновагу у напрямку процесу дисоціації. Отже, ступінь дисоціації слабких електролітів за нагрівання збільшується.

За розбавляння розчину слабкого електроліту, тобто зі зменшенням концентрації електроліту у розчині, зменшується вірогідність зіткнення йонів, що утруднює утворення молекул. Отже, розбавляння розчину слабкого електроліту зміщує рівновагу у напрямку процесу дисоціації і ступінь його дисоціації збільшується.

Ступінь дисоціації розчиненої речовини залежить і від природи розчинника. Так, речовина НCl у водному розчині є сильним електролітом, а бензольний розчин НCl не проводить електричний струм, тобто молекули НCl у цьому розчині не дисоціюють на йони.

Константа дисоціації – це константа рівноваги оборотного процесу дисоціації слабкого електроліту. Так, для процесу дисоціації ацетатної кислоти (9.3) вираз її константи дисоціації має такий вигляд:

(9.4)

де [H⁺], [CH₃COO^-] – рівноважні концентрації йонів, а [CH₃COOH] – рівноважна концентрація недисоційованих молекул кислоти.

Константа дисоціації електроліту залежить від природи електроліту та температури, але, як і будь-яка константа рівноваги, не залежить від концентрації електроліту у розчині. Тому точніше сила електроліту оцінюється не за ступенем дисоціації, який залежить від концентрації електроліту, а за значенням константи дисоціації.

Чим слабкішим є електроліт, тим меншою є концентрація йонів у розчині, отже, меншим є і значення константи дисоціації електроліту.

Так, константа дисоціації ціанідної кислоти (K (HCN) = 810^-10) менша за константу дисоціації ацетатної кислоти (К (СН₃СООН) = 1,810^-5). Отже, ціанідна кислота є більш слабким електролітом, ніж ацетатна.

Між константою дисоціації та ступенем дисоціації слабкого електроліту існує зв’язок. Так, для електроліту, який дисоціює на два йони, наприклад, для ацетатної кислоти (9.3) з концентрацією у розчині с та ступенем дисоціації  концентрація продисоційованих молекул, отже, і концентрація йонів, на які дисоціюють молекули, дорівнюють (9.1):

с _{продисоційованих молекул} = [H⁺] = [CН₃СОО^–] = c,

a концентрація недисоційованих молекул кислоти становить:

[CH₃COOH] = с – c.

Тоді константа дисоціації кислоти має вигляд:

(9.5)

Якщо електроліт є дуже слабким, тобто <<1, то вираз (9.5) спрощується:

К = ² с (9.6)

Вираз (9.5) та (9.6) є математичним виразом закону розбавляння, згідно з яким за розбавляння розчину, тобто зі зменшенням концентрації слабкого електроліту, його ступінь дисоціації збільшується, а константа дисоціації залишається незмінною.

Оскільки дисоціація сильного електроліту є процесом необоротним і у розчині недисоційовані молекули електроліту не існують, то константа дисоціації сильних електролітів позбавлена фізичного змісту.