Водные растворы электролитов

Вода является растворителем для многих веществ. Это обусловлено полярным характером молекул воды и способностью ее молекул образовывать химические связи с другими молекулами.

В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо, и к нему может быть применен закон действующих масс. Так, для процесса диссоциации кислоты

НА Н⁺ + А^-

константа равновесия К_С равна

К_С = [Н⁺]×[А^-] / [НА].

Для процесса диссоциации слабого основания

ROH R⁺ + OH^-

константа равновесия равна

К_Д = [R⁺][OH^-] / [ROH].

Константа диссоциации зависит от природы диссоциирующего вещества и растворителя, а также от температуры и не зависит от концентрации раствора.

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

Степень диссоциации «а» изменяется с концентрацией раствора.

Оствальдом был установлен закон разбавления

К_Д = , V = 1/с, (3.24а)

если а << 1, то К_Д = а²с и а = _. (3.24б)

Из уравнения (3.24б) следует, что степень диссоциации уменьшается с увеличением концентрации слабого электролита.

Многие свойства растворов, такие, как осмотическое давление, температура кипения и замерзания, давление насыщенного пара, зависят как от концентрации раствора, т. е. от числа растворенных в нем частиц, так и от взаимного влияния этих частиц друг на друга.

В растворах слабых электролитов взаимодействие ионов друг с другом относительно невелико вследствие их незначительной концентрации.

Сильные электролиты в растворах диссоциированы практически полностью и концентрация ионов в них велика, поэтому свойства таких растворов существенно зависят от степени взаимодействия входящих в их состав ионов как с друг другом, так и с полярными молекулами растворителя.

С ростом концентрации электролита более сильное влияние на свойства раствора начинает оказывать процесс образования гидратов. В результате процесса гидратации изменяются размеры растворенных частиц, плотность их заряда, а также вязкость всего раствора в целом.

При увеличении концентрации раствора электролита более важную роль во взаимодействии между растворенными частицами начинают играть быстродействующие силы химической связи. Природа и энергия этих сил зависят от специфических свойств взаимодействующих частиц, поэтому с ростом концентрации увеличивается различие в свойствах растворов электролитов одинаковой концентрации, но разного химического состава.

Вычисление коэффициента активности по экспериментальным данным позволяет определить значения средних коэффициентов активности электролита. Так для электролита А_nB_m

g_+- = _. (3.25)

Коэффициенты активности зависят от природы растворителя и растворенного вещества, от концентрации раствора, а также от температуры и меняются в очень широких пределах: в области разбавленных растворов они стремятся к единице, в области высококонцентрированных растворов они достигают десятков и сотен единиц.

Коэффициенты активности сами по себе не раскрывают природы процессов, протекающих в реальных системах, но они позволяют, используя математические соотношения, быстро и легко рассчитать свойства растворов.