22. Сила электролитов. Степень диссоциации. Константы диссоции. Закон разведения Оствальда.

Вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах и потому проводящие электрический ток, называются электролитами. Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами. Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как: HCl, HBr, HI, HNO3) Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (слабые кислоты), основания p-, d-, и f- элементов. Между этими двумя группами четкой границы нет, одно и то же вещество может в одном растворителе проявлять свойства сильного электролита, а в другом — слабого. Электролитическая диссоциация — обратимый равновесный процесс. Поэтому для диссоциации, так же как и для других, можно записать выражение для константы равновесия. В общем виде диссоциация электролита AnBm происходит по уравнению: AnBm nAm++mBn-  Следовательно, константа равновесия будет равна: K=[Am+]n[Bn-]m/[AnBm] где константа равновесия К называется константой диссоциации KD, [Am+], [Bn- ] и [AnBm] — соответствующие концентрации, выраженные в моль/л. Константа диссоциации зависит только от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Помимо константы диссоциации, существует еще одна количественная характеристика поведения электролита в растворе. Степень диссоциации — это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворившихся молекула a=n/N, где n — число молекул, распавшихся на ионы, а N —общее число растворенных молекул. По степени диссоциации электролиты разделяются на слабые, средние и сильные. Если значение a близко к нулю, то это значит, что диссоциации нет, и такие электролиты называют слабыми. Если к 1, то говорят, что диссоциация полная, а электролит — сильный. Сильными электролитами являются многие хорошо растворимые кислоты, имеющие молекулярное строение: серная, хлороводородная, азотная, хлорная, бромоводородная и др. Сильными электролитами являются также все ионные соединения (все соли и гидроксиды), даже если они плохо растворимы, поскольку они не могут существовать в растворе в молекулярном виде. Слабые электролиты — это такие кислоты, как сернистая» борная, уксусная и большинство органических кислот, и вода. Степень диссоциации, в отличие от константы диссоциации, зависит от концентрации. Чем меньше концентрация, тем выше значение а. Эта зависимость выполняется для всех электролитов (сильных и слабых), имеющих молекулярное строение. Степень диссоциации ионных электролитов от концентрации не зависит, т.к. для них всегда а = 1. Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора: Здесь К — константа диссоциации электролита, с — концентрация, λ и λ_∞ — значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрации с и при бесконечном разбавлении. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства где α — степень диссоциации. Закон разбавления Оствальда выведен В.Оствальдом в 1888 и им же подтвержден опытным путём. Экспериментальное установление правильности закона разбавления Оствальда имело большое значение для обоснования теории электролитической диссоциации.