26. Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Степень диссоциации, константа диссоциации. Факторы, влияющие на них. Закон разбавления Оствальда для слабого электролита.

Раствор электролита представляет собой смесь молекул растворителя и сольватированных молекул и ионов растворенного вещества.

Теория электролитической диссоциации С. Аррениуса содержит следующие положения: 1) при растворении в воде (или расплавлении) электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (подвергаются электролитической диссоциации); 2) под действием электрического тока катионы (+) двигаются к катоду (-), а анионы (-) – к аноду (+); 3) электролитическая диссоциация – процесс обратимый (обратная реакция называется моляризацией); 4) степень электролитической диссоциации α (Приложение Г) зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации. Она показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу молекул, введенных в раствор (N): . Степень диссоциации слабого электролита можно связать с изотоническим коэффициентом. Будем считать, что из N молекул электролита продиссоциировало n молекул, образовав νn ионов (ν – число ионов, на которое диссоциирует молекула). Поскольку изотонический коэффициент показывает, во сколько раз общее число молекул и ионов в растворе больше числа молекул до диссоциации, получаем:  

Понятие степени диссоциации электролита а как величины, равной отношению числа распавшихся (диссоциированных) молекул Nmcc к общему числу молекул N электролита.

Важной характеристикой процесса диссоциации является константа диссоциации (константа ионизации) Kd(с) вычисленная по равновесным концентрациям молекул и ионов:

Это выражение описывает закон разбавления (или разведения) Оствальда. В случае когда степень диссоциации электролита a « 1 можно пренебречь и закон разбавления Оствальда записать в упрощенном виде:

27. Закон Рауля для растворов электролита. Коэффициент диссоциации и его связь со степенью диссоциации.

Понижение давления пара растворителя над раствором определяется в основном количеством растворенных частиц. Однако количество растворенных частиц в растворах электролитов, в отличие от растворов неэлектролитов, определяется не только концентрацией раствора, но и степенью диссоциации электролита, поскольку все молекулы или часть молекул электролита в растворе распадаются на ионы. Применяя закон Рауля к растворам электролитов Вант-Гофф ввел поправочный коэффициент i в уравнение для осмотического давления Р = С R Т.

Коэффициент i , учитывает увеличение числа частиц в растворе в результате электролитической диссоциации: ∆ р ⁄р⁰_i = i Х₂ (Р = i С R Т).

Коэффициент диссоциации i показывает, во сколько раз число частиц в растворе электролита больше числа частиц в растворе неэлектролита той же концентрации, (для растворов неэлектролитов i=1, а для растворов электролитов i> 1). При диссоциации уксусной кислоты количество образовавшихся ионов n=2.

(СН₃СООН СН₃СОО^- + Н⁺).

Число ионов в 1л раствора N_ион = nСN_А ,

А число недиссоциированных молекул растворенного вещества N_недисс = (1-)СN_А ,

Где  = N_дис ⁄N₀ - степень диссоциации электролита (N₀ = N_дисс + N_недисс), с – молярная концентрация раствора (моль⁄ л).

Таким образом, коэффициент диссоциации i связан со степенью диссоциации  электролита соотношением:  = (i - 1) ⁄ (n-1).И, значит, по относительному изменению давления пара растворителя над раствором известной концентрации можно определить степень диссоциации электролита.