Особенности растворов электролитов.

Поскольку при диссоциации число частиц в растворе увеличивается, растворы электролитов обладают аномальными коллигативными свойствами.

Уравнения, описывающие коллигативные свойства неэлектролитов, можно применить и для описания свойств идеальных растворов электролитов, если ввести поправочный изотонический коэффициент i Вант-Гоффа. Например,

π = icRT (3)

или

∆Т_зам = iК_кm (4).

Изотонический коэффициент i связан со степенью диссоциации

i = 1 + ( - 1) (5),

где - количество ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы. Коэффициент i для различных солей различен. С разбавлением раствора он растет, приближаясь к целым числам 2, 3, 4. Для солей аналогичного состава эти числа одинаковы. Например, для всех солей, образованных одновалентными металлами и одноосновными кислотами при достаточном разбавлении их растворов изотонический коэффициент приближается к 2, для солей образованных двухвалентными металлами и одноосновными кислотами к 3.

Слабые электролиты. Константа диссоциации

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

(6).

Поэтому константа равновесия К_С будет равна:

(7). Константу равновесия для процесса диссоциации называют константой диссоциации К_D. Как и любая константа равновесия, константа диссоциации зависит от природы диссоциирующего вещества. С увеличением температуры К_D обычно уменьшается.

В соответствии с принципом Ле-Шателье температурная зависимость К_D указывает на то, что процесс диссоциации является экзотермическим, 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.

Активность и коэффициент активности.

Свойства реальных растворов описываются уравнениями, в которых вместо концентраций вводится активность. Активность иона а_i выражается в виде произведения концентрации иона с_i на его коэффициент активности _i :

а_i = _i с_i (8).

Экспериментально определить активности катиона а₊ и аниона а_- невозможно, так как они не существуют по разделности. Поэтому вводится понятие средней ионной активности а . Для электролита, образующего n₊ катионов и n_- анионов

a_± = (a₊ⁿ⁺ ∙a_-^n-)^1/n (9),

где n = n₊ + n_-.

Аналогично определяется средний ионный коэффициент активности γ_±

γ_± = (γ₊ⁿ⁺ ∙γ_-^n-)^1/n (10).