4. Растворы электролитов и неэлектролитов

Электролитами называют вещества, водные растворы которых обладают способностью проводить электрический ток.

В качестве примера рассмотрим хлорид натрия; при его растворении в воде образуются ионы Na⁺ и Сl^-, которые могут свободно перемещаться в растворе. В литре одномолярного раствора NaCl (1.0M NaCl) в действительности содержится 1.0 моль ионов Na⁺ и 1.0 моль ионов Сl^-. В растворе NaCl полностью ионизируется. Соединения, способные полностью ионизироваться при растворении, называются сильными электролитами. Растворенные в воде глюкоза (С₆Н₁₂О₆) или этанол (С₂Н₅ОН) не распадаются на ионы, а сохраняют в растворе свое молекулярное строение. Такие соединения называют неэлектролитами. Некоторые вещества, содержащие сильнополярные связи, но все же не относящиеся к числу ионных веществ, при растворении в воде подвергаются неполной ионизации. Например, при растворении в воде HgCl₂ устанавливается равновесие вида:

HgCl_2(водн.)HgCl⁺_(водн.)+Сl^-_(водн.)

В виде ионов в растворе существует лишь небольшая часть HgCl₂. Это соединение  пример слабого электролита.

Процесс распада электролита на положительно и отрицательно заряженные ионы (катионы и анионы) называется электролитической диссоциацией.

Степенью диссоциации  электролита называется доля его молекул, подвергшихся диссоциации, т.е. отношение числа молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе.

В случае электролита АВ, диссоциирующего на ионы А⁺ и В^-, константы и степень диссоциации связаны соотношением (закон разведения Оствальда):

К= (4.1)

где С_м  молярная концентрация электролита, .

Если степень диссоциации значительно меньше единицы, то можно принять (1-)1. Тогда выражение (4.1) упрощается:

К=²С_м, (4.2)

откуда

= (4.3)

Если в растворе электролита АВ степень его диссоциации равна , то концентрации ионов А⁺ и В^- в растворе одинаковы и составляют:

[А⁺]=[B^-]=C_м

[A⁺]=[B^-]=C_м = .

Диссоциация электролита приводит к тому, что общее число частиц растворенного вещества (молекул и ионов) в растворе возрастает по сравнению с раствором неэлектролита той же молярной концентрации. Поэтому коллигативные свойства раствора, такие как понижение давления паров, повышение температуры кипения, понижение температуры затвердевания и осмотическое давление, проявляются в растворах электролитов в большей степени, чем в равных по концентрации растворах неэлектролитов. Если в результате диссоциации общее число частиц в растворе электролита возросло в i раз по сравнению с числом его молекул, то это должно быть учтено при расчете коллигативных свойств. В этом случае формулы (3.1.1), (3.2.1), (3.3.1), (3.4.1) приобретут следующий вид:

р(А)=iХ(А)р^о(А), (4.4)

где i  изотонический коэффициент.

Т_кип=iК_кипС_g (4.5)

T_затв=iK_затвС_g (4.6)

p_осм=iС_мRT (4.7)

Изотонический коэффициент i связан со степенью диссоциации электролита  соотношением:

i=1+(k-1), (4.8)

где k  число ионов, на которые распадается при диссоциации молекула электролита, (для NaCl k=2, для K₂SO₄ k=3).

Не следует путать растворимость вещества с его принадлежностью к сильным или слабым электролитам. Например, хлорид серебра (AgCl) имеет очень низкую растворимость в воде, поэтому даже после длительного встряхивания смеси AgCl с водой большая часть соли все же останется нерастворившейся. Однако вся растворившаяся соль находится в растворе в виде ионов Ag⁺ и Cl^-, поэтому AgCl относят к числу сильных электролитов.

Кислоты и основания обычно различают по степени их ионизации в растворе. Кислоты и основания, не полностью ионизированные в растворе, называют соответственно слабыми кислотами и слабыми основаниями. Термины “слабая кислота” или “слабое основание” вовсе не характеризуют реакционную способность кислоты или основания. Плавиковая кислота (HF)  слабый электролит, поэтому ее называют слабой кислотой. В 0.1М растворе HF ионизировано всего 8 % молекул этого вещества. Однако HF  это кислота с очень высокой реакционной способностью, агрессивно взаимодействующая со многими веществами, включая стекло.

Решая вопрос о том, к сильным или слабым электролитам относится то или иное вещество, полезно руководствоваться следующими закономерностями:

1. Кислоты. К числу наиболее распространенных сильных кислот относятся HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄ и HClO₄. Почти все остальные кислоты принадлежат к числу слабых электролитов.

2. Основания. К числу наиболее распространенных сильных оснований относятся гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (кроме Ве). NH₃ представляет собой слабый электролит.

3. Соли. Большинство распространенных солей, т.е. ионных соединений,  сильные электролиты. Исключения составляют соли главным образом тяжелых металлов, как, например, HgCl₂.