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

∆Тзам = iКкm (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 КС будет равна:

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

В соответствии с принципом Ле-Шателье температурная зависимость КD 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 аi выражается в виде произведения концентрации иона сi на его коэффициент активности i :

аi = i сi (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).



Дата добавления: 2017-02-13; просмотров: 1855;


Поиск по сайту:

Воспользовавшись поиском можно найти нужную информацию на сайте.

Поделитесь с друзьями:

Считаете данную информацию полезной, тогда расскажите друзьям в соц. сетях.
Poznayka.org - Познайка.Орг - 2016-2024 год. Материал предоставляется для ознакомительных и учебных целей.
Генерация страницы за: 0.008 сек.