7.3 Растворы электролитов

В растворах электролитов число частиц растворенного вещества больше, чем в растворах неэлектролитов той же концентрации за счет процесса электролитической диссоциации. Поэтому для растворов электролитов значения величин ΔР, Δt_кип, Δt_зам более высокие, чем для растворов неэлектролитов. Отношение найденных опытным путем значений для электролитов к вычисленным теоретически без учета диссоциации называется изотоническим коэффициентом (i):

(7.16)

Изотонический коэффициент i показывает, во сколько раз увеличилось число частиц в растворе электролита за счет электролитической диссоциации. Для растворов неэлектролитов i = 1. Степенью диссоциации (α) называется отношение числа молекул, продиссоциировавших на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе. По степени диссоциации все электролиты делятся на сильные (α > 30 %) и слабые (α < 30 %). Очень сильные электролиты в водных растворах практически полностью диссоциируют на ионы, процесс их диссоциации необратим:

МА = М⁺ + А^–.

Для слабых электролитов диссоциация – процесс обратимый. Поэтому в растворе между ионами и недиссоциированными молекулами устанавливается равновесие, подчиняющееся закону действующих масс.

МА  М⁺ + А^–

Для равновесия диссоциации запишем выражение для константы равновесия, которая называется константой диссоциации К:

(7.17)

Константа диссоциации определяет полноту протекания процесса электролитической диссоциации при данной температуре, способность электролита распадаться на ионы. Чем меньше значение К, тем слабее электролит.

Константа диссоциации К и степень диссоциации α связанны соотношением (7.18) (закон разбавления Оствальда):

,

(7.18)

где С – молярная концентрация электролита, моль/л.

При бесконечном разбавлении раствора электролита () степень диссоциации должна стремиться к единице для сохранения постоянства величины K. Это составляет суть закона разбавления Оствальда: при уменьшении концентрации электролитов (разбавлении раствора) все электролиты становятся сильными ().

При малых значениях α можно принять (1 – α) ≈ 1. Тогда выражение (7.18) упрощается:

.

(7.19)

Между изотоническим коэффициентом i, степенью диссоциации α и числом ионов β, на которые распадается молекула электролита при ее диссоциации в растворе, существуют соотношения:

.

(7.20)

С учетом диссоциации электролитов, закон Рауля и следствия из него формулы (7.11) и (7.12) для растворов электролитов приобретают вид (7.21) – (7.23):

	,	(7.21)
	Δtкип = i∙E∙Cm,	(7.22)
	Δtзам = i ∙K∙Cm .	(7.23)

Пример 8. При растворении 12 г NaOH в 100 г воды температура кипения составила 102,65 ˚С. Вычислить степень диссоциации NaOH в этом растворе.

Решение

Используя формулу (7.22),

,

определим изотонический коэффициент

,

Подставляя числовые значения в приведенную формулу, имеем:

Δt_кип =102,65 – 100 = 2,65 ˚С.

.

Определим степень диссоциации α по формуле (7.20):

NaOH  Na⁺ + OH^–, β_NaOH = 2.

Пример 9. Константа диссоциации циановодорода равна 7,9∙10^–10. Найти степень диссоциации НСN в 0,001 М растворе.

Решение

Поскольку константа диссоциации HCN очень мала, то для расчета можно использовать формулу (7.19):

.