ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Свойства растворов электролитов из "Физическая и коллоидная химия 1968" Первое объяснение электропроводности растворов было предложено в 1805 г. литовским ученым Ф. Гротгусом. В конце прошлого века швед С. Аррениус создал теорию электролитической диссоциации, с некоторыми поправками сохранившую значение и до настоящего времени. Эта теория объясняет электропроводность растворов тем, что молекулы электролитов в воде и некоторых других растворителях диссоциируют на ионы — частицы, несущие электрические заряды. [c.28] В растворах электролитов осмотическое давление и температура кипения оказываются выше, а температура замерзания ниже, чем следовало бы ожидать, исходя из их молярной концентрации. Причина этих отклонений заключается в диссоциации электролитов, в результате чего в растворах оказывается большее число кинетически активных частиц (сумма молекул и ионов), чем в эквимоляль-ных растворах неэлектролитов. [c.29] Коэффициент Вант-Гоффа можно определить, измерив непосредственно осмотическое давление исследуемого раствора осмометром Пфеффера, что сложно, или криометрическим методом, что значительно проще. [c.29] Величину I легко вычислить теоретически. Водный раствор слабого электролита одновременно содержит ионы и недиссоциированные молекулы. Предположим, что в воде было растворено N молекул электролита, из которых п продиссоциировали. Тогда число недиссоциированных молекул будет равно N—п, а число образовавшихся ионов тп, где т — количество ионов, на которое диссоциирует одна молекула электролита. [c.29] Таким образом, найдено истинное число частиц, находящихся в растворе электролита если бы это был раствор неэлектролита, то число частиц осталось бы равным N. [c.30] При одинаковой температуре растворы электролитов, содержащие равные количества частиц (молекулы и ионы) в единице объема растворителя, изотоничны. Из двух растворов электролитов с одинаковой молярной концентрацией осмотическое давление будет выше в растворе электролита с более высокой степенью диссоциации а. При одинаковой степени диссоциации в растворе электролита, диссоциирующего на большее число ионов, осмотическое давление будет выше. [c.30] В растворе быстро устанавливается равновесие между процессами диссоциации и ассоциации, т. е. [c.30] Величина этой константы К для слабых электролитов обычно увеличивается при повышении температуры. [c.31] При дальнейшем разбавлении скорость обратной реакции Ug по сравнению со скоростью прямой реакции будет убывать еще в большей степени, а равновесие реакции диссоциации — смещаться вправо, при этом степень диссоциации уксусной кислоты будет увеличиваться. [c.31] Закон разведения. Для растворов слабых электролитов Оствальд установил взаимосвязь между константой диссоциации К, степенью диссоциации а и молярной концентрацией растворов с. [c.31] Уравнение (I, 6) является математическим выражением закона разведения Оствальда. [c.31] При увеличении концентрации раствора слабого электролита степень диссоциации уменьшается, стремясь к нулю (табл. 6) при бесконечно большом разведении, наоборот, степень диссоциации достигает своего максимального значения, равного единице (табл. 7). [c.32] Константа диссоциации слабого электролита при постоянной температуре остается неизменной. [c.32] Из табл. 7 видно, что при отсутствии воды с = оо электролит не диссоциирует, т. е. а = 0 при бесконечно большом разведении у = оо электролит полностью диссоциирует а = 1. [c.32] Сильные электролиты. Сильные электролиты практически полностью диссоциируют даже в концентрированных растворах. [c.33] Классическая теория Аррениуса оказалась недостаточной для объяснения свойств растворов сильных электролитов. Ранее изложенные предс1а-вления о диссоциации электролитов в растворе и о сольватации каждого иона Дебай и Гюккель дополнили теорией , согласно которой в таких растворах действуют электростатические силы притяжения между разноименными ионами и силы отталкивания между одноименными. [c.33] Каждый ион оказывается как бы в своеобразной атмосфере ионов другого знака. Поэтому раствор сильного электролита можно рассматривать как систему равномерно распределенных по всему объему сосуда разноименных ионов, каждый из которых находится в центре силового электрического поля, создаваемого окружающими ионами. Это обусловливает довольно сложные взаимоотношения между частицами, которые влияют на ряд свойств раствора. Так, при приложении внешнего электрического поля ионная атмосфера смещается к одному полюсу, а находящийся в центре ее ион противоположного знака — к другому. Силы электростатического притяжения между ионом и атмосферой препятствуют их движению в противоположные стороны кроме того, увлекаемая ионами сольватная оболочка также тормозит их движение. Все это замедляет передвижение ионов в растворах сильных электролитов (рис. 12). [c.33] Чем выше концентрация растворов, тем плотнее ионная атмосфера и тем медленнее движутся ионы. Сила взаимодействия между многовалентными ионами выше, чем между одновалентными. Отсюда подвижность многовалентных ионов оказывается меньшей, чем у одновалентных. [c.34] С увеличением разбавления сила межионного взаимодействия уменьшается, и значения активностей ионов и молекул также изменяются, все более приближаясь к истинному значению их концентраций. [c.34] Вернуться к основной статье