Электролиты и неэлектролиты. Растворы электролитов

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. Одни вещества в растворенном или расплавленном состоянии проводят электрический ток, другие — нет. В этом можно убедиться с помощью прибора, состоящего из угольных электродов, присоединенных проводами к электрической сети. В цепь включена электрическая лампочка, которая показывает присутствие или отсутствие электрического тока в цепи. Если опустить электроды в раствор сахара, то лампочка не загорается. Если же опустить электроды в раствор поваренной соли, то лампочка ярко вспыхнет. Следовательно, сахар (раствор) — неэлектролит, т.к. не проводит электрический ток, а раствор поваренной соли — электролит, т.к. проводит электрический ток. Опытным путем было доказано, что к электролитам относятся кислоты, основания и почти все соли, к неэлектролитам — большинство органических соединений, а также вещества, в молекулах которых имеются только ковалентные неполярные или малополярные связи. Электролиты — проводники второго рода. В растворе или расплаве они распадаются на ионы, благодаря чему и протекает ток. Очевидно, что чем больше ионов в растворе, тем лучше он проводит электрический ток. Чистая вода электрический ток проводит очень плохо. Распад молекул электролита на ионы под воздействием молекул растворителя называется электролитической диссоциацией.

Так, хлорид натрия NaCl при растворении в воде полностью распадается на ионы натрия Na+ и хлорид-ионы Сl-. Вода образует ионы водорода Н+ и гидроксид-ионы ОН~ лишь в очень незначительных количествах. Кроме хорошей электропроводности растворы электролитов обладают более низкими значениями давления пара растворителя и температуры плавления и более высокими температурами кипения по сравнению с соответствующими значениями для чистого растворителя или для раствора неэлектролита в этом же растворителе. Для объяснения этих свойств в 1887 г. шведский ученый С. Аррениус предложил теорию электролитической диссоциации. 1.  Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы — положительные и отрицательные. Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома — это простые ионы (Na+, Mg2+, Аl3+ и т. д.) — или из нескольких атомов — это сложные ионы (NO-3, SO2-4, PO3-4 и т.д.). Многие ионы окрашены. Например, ион MnO-4 имеет малиновый цвет, ион CrO2-4 — желтый, ионы Na+ и Сl- бесцветны. Само название «ион» в переводе с греческого означает «странствующий». В растворе ионы беспорядочно передвигаются («странствуют») в различных направлениях. 2. При действии электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные — к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые — анионами. Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их к противоположно заряженным электродам. 3.  Диссоциация — обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости. Например, уравнение диссоциации молекулы электролита КА на катион К+ и анион А- в общем виде записывается так: КА К++А- Теория электролитической диссоциации является одной из основных теорий в неорганической химии и полностью согласуется с атомно-молекулярным учением и теорией строения атома.

Вопрос№16 Свойства разбавленных растворов не электролитов. Законы Рауля и Вант-Гоффа о понижении давления над раствором, снижении температуры замерзания и повышений температуры кипения растворов, осмотическом давлении.

^ 7. СВОЙСТВА РАЗБАВЛЕННЫХ РАСТВОРОВ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ Разбавленные растворы неэлектролитов обладают рядом свойств (коллигативные свойства), количественное выражение которых зависит только от числа находящихся в растворе частиц растворенного вещества и от количества растворителя. Некоторые коллигативные свойства растворов используются для определения молекулярной массы растворенного вещества. Зависимость этих свойств от концентрации выражается уравнениями: 1. Понижение давления пара растворителя над раствором, р (закон Рауля) р₁ = N₁р₀; р = р₀ – р₁ = N₂po = Ро Здесь р₁ - парциальное давление насыщенного пара растворителя над раствором; р_о - давление насыщенного пара над чистым растворителем; N₁ -мольная доля растворителя; N₂ - мольная доля растворенного вещества; n₁, -количество растворителя; n₂ - количество растворенного вещества. 2. Понижение температуры кристаллизации раствора, t_крист t_крист = K  m. Здесь К - криоскопическая постоянная растворителя; m - моляльная концен-трация растворенного вещества. 3. Повышение температуры кипения раствора, t_кип t_кип = Е  m.  Здесь Е - эбуллиоскопическая постоянная растворителя. 4. Осмотическое давление, Р, кПа P = C_мRT. Здесь С_м- молярная концентрация; R - газовая постоянная [8,31 Дж/мольК)]; Т-температура, К.

Первый закон Рауля

Первый закон Рауля связывает давление насыщенного пара над раствором с его составом; он формулируется следующим образом:

• Парциальное давление насыщенного пара компонента раствора прямо пропорционально его мольной доле в растворе, причём коэффициент пропорциональности равен давлению насыщенного пара над чистым компонентом.

Для бинарного раствора, состоящего из компонентов А и В (компонент А считаем растворителем) удобнее использовать другую формулировку:

• Относительное понижение парциального давления пара растворителя над раствором не зависит от природы растворённого вещества и равно его мольной доле в растворе.

Растворы, для которых выполняется закон Рауля, называются идеальными. Идеальными при любых концентрациях являются растворы, компоненты которых очень близки по физическим и химическим свойствам (оптические изомеры, гомологи и т. п.), и образование которых не сопровождается изменением объёма и выделением либо поглощением теплоты. В этом случае силы межмолекулярного взаимодействия между однородными и разнородными частицами примерно одинаковы, и образование раствора обусловлено лишь энтропийным фактором.

Правило Вант-Гоффа — эмпирическое правило, позволяющее в первом приближении оценить влияние температуры на скорость химической реакции в небольшом температурном интервале (обычно от 0 °C до 100 °C). Я. Х. Вант-Гофф на основании множества экспериментов сформулировал следующее правило:

При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости гомогенной элементарной реакции увеличивается в два—четыре раза.

Уравнение, которое описывает это правило, следующее:

где  — скорость реакции при температуре ,  — скорость реакции при температуре ,  — температурный коэффициент реакции (если он равен 2, например, то скорость реакции будет увеличиваться в 2 раза при повышении температуры на 10 градусов).

Следует помнить, что правило Вант-Гоффа применимо только для реакций с энергией активации 60-120 кДж/моль в температурном диапазоне 10-400^oC. Правилу Вант-Гоффа также не подчиняются реакции, в которых принимают участие громоздкие молекулы, например, белки в биологических системах. Температурную зависимость скорости реакции более корректно описывает уравнение Аррениуса.

Из уравнения Вант-Гоффа температурный коэффициент вычисляется по формуле: