Электрическая проводимость водных растворов. Электролиты

Электролиты – вещества, проводящие электрический ток в растворе или в расплаве.

Поведение электролитов объяснила теория электролитической диссоциации, разработанная в 1887 году шведским ученым С. Аррениусом. .состояние в растворе сильных электролитов было объяснено теорией Дебая и Хюккеля (1923 г).

Для количественной характеристики диссоциации применяют две величины: степень и константу диссоциации.

Согласно Аррениусу, при растворении в воде молекулы электролита распадаются на ионы, т. е. диссоциируют по обратимой реакции.

Атомы или группы атомов, которые несут электрический заряд, называются ионами (Са²⁺, Na⁺, Cl^- и т. д.). Исходя из этого, процесс растворения хлорида натрия в воде с образованием электрически заряженных частиц запишем так: NaCl↔Na⁺ + Cl^-

Вещества, которые растворяются в воде с образованием растворов, проводящих электрический ток, называются электролитами.Процесс распада веществ на ионы называется электролитической диссоциацией. Электролитическая диссоциация — процесс обратимый.

Степень диссоциации

Электролитическая ионизация вызывается взаимодействием полярных молекул растворителя с частицами растворяемого вещества.

Электролитическая диссоциация в растворе происходит в результате сложного физико-химического взаимодействия молекул электролита с полярными молекулами растворителя (например, воды). В общем виде процесс растворения в воде вещества К⁺А^-, являющегося соединением с типичной ионной связью, можно записать следующим образом:

К⁺А^- + nH₂O →K⁺(H₂O)_х + А^-(Н₂О)_n-x.

Для количественной оценки процесса диссоциации важное значение имеют степень диссоциации и константа диссоциации.

Степень электролитической диссоциации α равна отношению распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу молекул (N) электролита, введенных в раствор:

α=(n/N)*100%

Степень диссоциации электролитов зависит от концентрации растворов: с уменьшением концентрации она растет.

Процесс электролитической диссоциации удобнее характеризовать константой диссоциации. Поскольку процесс обратимый, то здесь могут быть применены законы химического равновесия. Для вещества К⁺А^-, диссоциирующего по схеме

KA↔K⁺+A^-,

константа К_д может быть определена:

K_д=(C(K⁺)*C(A^-)/C(KA)),

где С(K⁺), С(A^-) — молярные концентрации ионов К⁺ и А^-, а С(КА) — концентрация недиссоциированных молекул.

K_д – константа диссоциации –это отношение произведения концентрации диссоциированных ионов к концентрации недиссоциированных молекул электролита в степени их стехиометрических коэффициентов.

K_дпоказывает во сколько скорость диссоциации больше скорости ассоциации. Чем больше K_д тем сильнее электролит.

K_д зависит от природы электролита и растворителя, температуры и не зависит от концентрации раствора.

Константа и степень электролитической диссоциации количественно взаимосвязаны. Если общее количество вещества КА обозначить С, то С(К⁺) = С(А^-) = αС. Концентрация же недиссоциированных молекул С(КА) = (1 —α) С. Подставив эти значения в предыдущую формулу, получим

К=α²С/(1-α).

Это уравнение выражает закон разбавления Оствальда, который даёт возможность определить степень диссоциации при различных концентрациях электролита, если известно значение К_д.

Закон разбавления Оствальда гласит: С разбавлением раствора слабого электролита степень диссоциации увеличивается.

По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах электролиты принято делить на сильные, слабые и средней силы. Сильные электролиты имеют α>30%; слабые — α<3%, а электролиты средней силы —α в пределах от 3 до 30 %. Эти значения α относятся к 0,1 н. раствору.

Следует иметь в виду, что деление электролитов на слабые, средние и сильные носит условный характер и зависит от природы растворителя, концентрации электролита и других факторов.

Степень диссоциации и константа диссоциации связаны с концентрацией раствора: К≈α²С или α=√К_д/С