Электрическая проводимость водных растворов. Электролиты

Изучение коллигативных свойств растворов солей, кислот, оснований и обнаруженные при этом особенности (в частности, неподчинение законам Рауля) позволили Аррениусу выдвинуть гипотезу об ионизации. 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 может быть определена: K=(C(K⁺)*C(A^-)/C(KA)), где С(K⁺), С(A^-) — молярные концентрации ионов К⁺ и А^- , а С(КА) — концентрация недиссоциированных молекул.

В отличие от степени диссоциации константа диссоциации зависит только от природы электролита и температуры. Чем больше значение К для данного электролита, тем он лучше распадается на ионы. Для каждого электролита значение К постоянно при определенной температуре и в отличие от α не зависит от концентрации. Следовательно, константа электролитической диссоциации представляет собой постоянную химического равновесия в растворе электролита.

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.

По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах электролиты принято делить на сильные, слабые и средней силы. Сильные электролиты имеют α>ЗО%; 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/С

* Большинство солей ионизированы как в твердом состоянии, так и в растворах, а некоторые кислоты и основания (НС1, NaOH) почти полностью диссоциируют на ионы при растворении в воде. К подобным веществам законы равновесия неприменимы. М⁺Х^- (т) + nН₂О↔М⁺(Н₂О)_x + Х^-Н₂O_n-x

При растворении твердого вещества в воде процесс растворения прекращается тогда, когда образуется насыщенный раствор. При этом между растворимым веществом и находящимися в растворе частицами данного вещества устанавливается динамическое равновесие. Если речь идет об электролите, то в раствор переходят ионы. Константа равновесия для этого процесса выразится уравнением K=C(M⁺)C(X^-)/C(MX)

К=С(M⁺)С(Х^-)

Из этого следует, что в насыщенном растворе малорастворимого соединения произведение концентрации его ионов в степени стехиометрических коэффициентов при данной температуре есть величина постоянная:

ПР=[М⁺] [X^-]

В общем случае для вещества М_nХ_m

ПР = [М]ⁿ [X]^m

и характеризует растворимость труднорастворимого электролита при постоянной температуре и отсутствии в растворе посторонних веществ. Если же в растворе имеются посторонние вещества, то их присутствие сильно влияет на растворимость.