1. Неэлектролиты и электролиты

Одни вещества в растворённом или расплавленном состоянии проводят электрический ток (электролиты), другие в тех же условиях электрический ток не проводят (неэлектролиты).

Свойства растворов относятся к коллигативным свойствам, т.е. к таким свойствам, которые зависят от количества частиц в растворе. Рассчитанные теоретически значения Росм, Т_кип, Т_замдля электролитов не совпадают с экспериментальными.

Например: при растворении 1 моля хлорида натрия в 100г воды понижение температуры замерзания раствора составляла не 1,86^о, а 3,36^о, т.е. примерно в 2 раза больше теоретического значения.

Полученные экспериментальные данные приводят к выводу о распаде (диссоциации) молекул электролита в растворе на более мелкие частицы (ионы). Поэтому в уравнения законов Рауля и Вант-Гоффа был введен поправочный коэффициент ί, называемый изотоническим:

 Т_кип = ί∙ Е · Сm,

Т_зам = ί∙К · Сm,

(Р₀ – Р) / Р₀ = ί∙N_B,

Росм. = ί∙См∙R∙Т.

Изотонический коэффициент для каждого раствора определяется экспериментально по изменению P_осмили ∆Т_замили ∆Т_кип:

ί ,

где ∆Т’- экспериментальное значение,

∆Т – теоретическое значение,

ί – зависит от природы растворенного вещества, концентрации.

С разбавлением раствора величина изотонического коэффициента увеличивается.

Диссоциация кислот, оснований, солей

Теория электролитической диссоциации создана С. Аррениусом, основные положения которой заключаются в следующем:

• при растворении электролитов происходит диссоциация (распад) их молекул на заряженные частицы – ионы;

• при диссоциации устанавливается термодинамическое равновесие между образовавшимися ионами и молекулами;

• величина заряда иона совпадает с валентностью атома элемента или кислотного остатка, а число положительных зарядов равно числу отрицательных зарядов;

• в целом раствор нейтрален. Растворы электролитов проводят электрический ток. Они являются проводниками «второго рода».

Согласно современной теории растворов диссоциация происходит в результате взаимодействия растворённого вещества с молекулами растворителя. Хорошо диссоциируют молекулы с ионной и ковалентной полярной связью. Неполярные и малополярные молекулы не диссоциируют или диссоциируют очень мало. На диссоциацию электролитов в значительной степени влияет полярность растворителя. Чем выше полярность растворителя, тем выше степень диссоциации электролита.

Диссоциация кислот

С точки зрения электролитической диссоциации кислотами называются электролиты, образующие в водных растворах ионы водорода (Н⁺).

Например:

НСl = H⁺+ Cl^-.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H₂S ↔ H⁺ +НS^- I ступень

HS^-↔ H⁺ + S^2- II ступень

H₂S↔ 2H⁺+S^2- суммарное уравнение диссоциации

CH₃COOH↔H⁺+CH₃COO^-.

Диссоциация оснований

Основаниями называются электролиты, диссоциирующие в водном растворе с образованием гидроксид-ионов (ОН^-).

Например:

NaOH=Na⁺+OH^-

NH₄OH↔NH⁺₄+OH^-.

Диссоциация средних солей

Например:

NaCl=Na⁺+Cl^-

NiSO₄ = Ni²⁺ + SO₄^2-

K₃PO₄= 3K⁺+PO₄^3-.

Диссоциация кислых солей

КНSО₄ = К⁺ + (НSО₄)^-.

Диссоциация основных солей

СаОНСI= (СаОН)⁺ + СI^-.