6.2. Водные растворы электролитов

Система является раствором электролита, если имеет место электролитическая диссоциация с образованием ионов.

AB + (n + m)S nS + mS;

HCl + (n + m)H₂O nH₂O + nH₂O

или упрощённо

AB ;

HCl Na⁺ + Cl⁻.

Примерами растворов электролитов могут служить растворы солей, неорганических кислот, щелочей.

Растворы электролитов проводят электрический ток и являются проводниками второго рода.

Степень электролитической диссоциации

Под степенью электролитической диссоциации (α) понимается отношение числа диссоциированных на ионы молекул п к общему числу молекул растворённого электролита N, то есть:

. (47)

В зависимости от степени диссоциации различаются слабые и сильные электролиты. Сильные электролиты при больших кон­центрациях диссоциированы более чем на 1/2 (50%). Степень диссоциа­ции слабых электролитов очень мала по сравнению с 1 (100 %).

Сильные электролиты − это большинство средних (нормальных) солей, сильные кислоты (НС1, НС1О₄, H₂SO₄), сильные основания (NaOH, КОН).

Слабые электролиты − это большинство органических кислот, неорганические слабые кислоты и слабые основания, некоторые средние (нормальные) соли [например CdCl₂, Fe(CH₃COO)₃]. Особенно слабыми электролитами являются вода H₂O, сероводород H₂S, синильная HCN и борная H₃BO₃ кислоты.

Между сильными и слабыми электролитами существует переходная группа, которую образуют соли тяжёлых металлов, а также фосфорные кислоты H₃PO₄, H₃PO₃ некоторые сильные органические кислоты: лимонная, щавеле­вая, муравьиная¹.

Степень диссоциации зависит от природы электролита и ра­створителя, а также от концентрации электролита. С уменьшением концентрации электролита степень диссоциации увеличивается, а при силь­ном разведении раствора α → 1, и различия между сильно и слабодиссоциирующими электролитами сглаживаются.

Степень диссоциации зависит и от диэлектрической проницае­мости растворителя (ε): чем она больше, тем сильнее диссоциирует электролит. В воде электролит может быть сильным, а в ацетоне и в особенно­сти бензоле − слабым (ε воды, ацетона и бензола соответственно равно 80, 21 и 2,3). Эта закономерность, установленная Нернстом² и Томсоном³ в 1893 г., объясняется тем, что, согласно закону Кулона⁴, сила притяжения между разноимённо заряженными иона­ми обратно пропорциональна ε.

Слабые электролиты. Константа диссоциации

В растворах слабых электролитов процесс диссоциации про­текает обратимо и, следовательно, к нему может быть применён закон действующих масс. Так, для процесса электролитической диссоциации уксусной кислоты:

CH₃COOH CH₃COO⁻ + H⁺

константа равновесия К_с будет равна:

(48)

Константу равновесия для процесса диссоциации называют константой диссоциации К_D. Как и любая константа равновесия, она зависит от природы электролита. С увеличением температуры K_D обычно уменьшается.

В соответствии с принципом Ле Шателье температурная зависимость K_D указывает на то, что процесс диссоциации является экзотермическим (∆Н < 0), то есть энергия гидратации ионов выше энергии внутримолекулярных связей.

Константа диссоциации указывает на прочность молекул слабых электролитов в данном растворе. Чем меньше константа диссоциации в данном растворителе, тем слабее диссоциирует элек­тролит и тем, следовательно, устойчивее его молекулы.