68. Слабые и сильные электролиты

Электролиты делятся на слабые и сильные. К сильным электролитам относятся многие минеральные кислоты, почти все соли, гидроксиды щелочных металлов, гидроксиды щелочноземельных металлов. К слабым электролитам относят воду, Н2S, H2CO3, HClO, органические кислоты, слабые основания, малорастворимые основания, амфотерные гидроксиды металлов.

69. Растворы электролитов

Поскольку сильные электролиты почти полностью распадаются на ионы в водных растворах, то концентрация ионов может быть высокой. В концентрированных растворах сильных электролитов ионы сближаются настолько , что взаимодействие между ними становится весьма существенным. За счет межионного взаимодействия понижается подвижность ионов , и при участии ионов в химических реакциях создается эффект уменьшения концентрации. Поэтому ионы вступают в химические реакции не в соответствии с их истиной концентрацией, а в соответствии с их кажущейся концентрацией – активностью. Между активностью и концентрацией иона в растворе существует зависимость: ai=yi*ci .

70. Изотонический коэффициент

Позволяет учитывать влияние неидеальности растворов на их физические свойства. Молекулы растворенных веществ могут диссоциировать, что характерно для растворов электролитов, но наряду с диссоциацией может происходить и ассоциация молекул. Для учета изменения числа частиц в растворе за счет процессов их диссоциации и ассоциации используют изотонический коэффициент i.

Изотонический коэффициент выражает отношение числа частиц растворенного вещества к числу его частиц в исходном состоянии. Для растворов неэлектролитов изотонический коэффициент равен 1, процесс диссоциации – и.к. больше 1, ассоциация – меньше 1. Экспериментальное определение изотонического коэффициента позволяет вычислить степень диссоциации или ассоциации растворенного вещества.

71. Причина неподчинения растворов электролитов законам Вант-Гоффа и Рауля

Электролиты - это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток (кислоты, соли, щёлочи). Эти растворы сильно отклоняются от всех рассмотренных законов. Для них осмотическое давление, понижение давления пара, изменения температур кипения и замерзания всегда больше, чем это отвечает концентрации раствора. Например, понижение температуры замерзания раствора, содержащего 1г NaCl в 100 г воды, почти вдвое превышает изменение температуры замерзания, вычисленное по законам Рауля. Во столько же раз и осмотическое давление этого раствора больше теоретической величины. Чтобы распространить уравнение осмотического давления на растворы электролитов, Вант-Гофф ввёл в него поправочный коэффициент i (изотонический коэффициент), показывающий, во сколько раз осмотическое давление данного раствора больше "нормального": . Коэффициент i определяется для каждого раствора экспериментальным путём - например по понижению давления пара, или по понижению температуры замерзания, или по повышению температуры кипения: Способность электролитов в растворах проводить электрический ток и их отклонения от законов Рауля и Вант-Гоффа объясняет теория электролитической диссоциации Аррениуса.