Вопрос 39.

Электролиты – вещества, обладающие ионной проводимостью тока.

Под электролитической диссоциацией понимается распад молекул электролита в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов — катионов и анионов.

Основные положения теории электролитической диссоциации Аррениуса:

1. В растворах электролитов происходит самопроизвольный распад – диссоциацмя молекул на ионы, в результате чего раствор становится электропроводящим.

2. осмотическое давление, t_п и t_к растворов электролитов зависят не только от аналитической концентрации электролита, но и от степени его диссоциации.

3. для одного и того же растворенного вещества степень диссоциации увеличивается по мере разбавления растворов.

К электролитам относятся твердые вещества с ионной кристаллической решеткой (большинство солей и оснований) или вещества, состоящие из молекул с полярной связью – HCl, H₂SO₄, NH₃.

Коэффициент изотонический i (коэффициент Вант-Гоффа) – число, показывающее во сколько раз общее количество частиц в растворе больше, чем количество молекул электролита (N)

Степень диссоциации электролитов α- отношение числа частиц молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества. Дало возможность разделить электролиты на сильные и слабые.

Сильные (α>30%)

Слабые (α=3-5%).

Вопрос 40.

Слабые электролиты — химические соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах незначительно диссоциированны на ионы, которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. К слабым электролитам относится большинство органических кислот и многие органические основания в водных и неводных растворах.

Слабыми электролитами являются:

почти все органические кислоты и вода;

некоторые неорганические кислоты: HF, HClO, HClO2, HNO2, HCN, H2S, HBrO, H3PO4,H2CO3, H2SiO3, H2SO3 и др.;

некоторые малорастворимые гидроксиды металлов: Fe(OH)3, Zn(OH)2 и др.

Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая показывает склонность большого объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на маленькие объекты, как например когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль разделяется в водном растворе на ионы. Константа диссоциации обычно обозначается К_d

Константы электролитической диссоциации слабых электролитов постоянны и практически независимы от концентрации водного раствора.

Константы электролитической диссоциации слабых электролитов при данной температуре и давлении являются постоянными величинами. Однако это не следует понимать в том смысле, что и степень электролитической диссоциации слабых электролитов представляет собой тоже постоянные величины. Степень электролитической диссоциации электролита меняется с изменением концентрации раствора.

Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролитаот концентрации раствора: К_дисс.=α²С

Вопрос 41.

Сильные электролиты — химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Степень диссоциации таких электролитов близка к 1. К сильным электролитам относятся многие неорганические соли, некоторые неорганические кислоты и основания в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (спирты, амиды и др.).

Для сильных электролитов в большей степени подходит термин кажущаяся степень диссоциации. Его находят, как отношение кажущегося количества диссоциированных частиц к реальному или из формулы определения изотонического коэффициента (называется фактором Вант-Гоффа и показывает истинное поведение вещества в растворе): α = (i – 1)/(n – 1). Здесь i — изотонический коэффициент, а n — количество образовавшихся ионов. Для растворов, молекулы которых полностью распались на ионы, α ≈ 1, а с уменьшением концентрации α все больше стремится к 1.

Активность компонентов раствора — эффективная (кажущаяся) концентрация компонентов с учётом различных взаимодействий между ними в растворе, то есть с учётом отклонения поведения системы от модели идеального раствора.

 Отношение активности ( ) к общей концентрации вещества в растворе называется коэффициентом активности:

Ионная сила раствора — мера интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе. Полусумма произведений из концентрации всех ионов в растворе на квадрат их заряда. Формула впервые была выведена Льюисом:

,

где cB — молярные концентрации отдельных ионов (моль/л), zB заряды ионов