11.Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация

В 1887 году шведский ученый Аррениус показал, что в растворах молекулы веществ распадаются на составные части – катионы и анионы. Носят название электролиты.

Основными причинами электролитической диссоциации являются, с одной стороны, взаимодействие растворенного вещества с растворителем, которое приводит к сольватации ионов, а с другой стороны - значительное ослабление электростатических взаимодействий между сольватированными ионами в среде, обусловленное ее электростатическим полем (диэлектрической проницаемостью растворителя). При этом работа, необходимая для разрушения молекул (кристаллической решетки), обеспечивается за счет энергии сольватации.

Электролитическая диссоциация лежит в основе деления растворов на два класса - растворы неэлектролитов и растворы электролитов. Наблюдаемое различие в коллигативных свойствах разбавленных растворов электролитов и неэлектролитов объясняется тем, что из-за электролитической диссоциации увеличивается общее число частиц в растворе. Это, в частности, приводит к увеличению осмотического давления раствора сравнительно с растворами неэлектролитов, понижению давления пара растворителя над раствором, увеличению изменения температуры кипения и замерзания раствора относительно чистого растворителя. Электролитической диссоциацией объясняется также ионная электропроводность электролитов.

Позднее русские ученые Каблуков и Кистяковский на основе основной химической теории доказали, что диссоциация протекает под воздействием молекул воды с образованием гидратированных веществ (гидратов).

КА=К⁺+ А^- ; КА +mH₂O=K⁺· (H₂O)_n+A^-(H₂O)_pCuCl₂= [Cu(H₂O)_n]²

Количественно процесс диссоциации можно просчитать с помощью степени электролитической диссоциации (альфа) и константы электролитической диссоциации (k).

Факторы, влияющие на степень электролитической диссоциации:

1. Природа растворимого вещества.

2.Природа растворителя.

3. Температура.

4. Концентрация: разбавление раствора приводит к увеличению степени электролитической диссоциации.

5. Влияние одноименного иона, приводящее к уменьшению степени электролитической диссоциации: при введении, например, в раствор слабой уксусную кислоты, равновесие диссоциации ее соли (ацетата аммония) от влияния, создаваемого избытком ацетат ионов, создаваемого солью, смещается влево. (пример из тетради)

Растворы диссоциации слабой уксусной кислоты: CH₃COOH=CH₃COO^- +H⁺- равновесный процесс. Поэтому к этому процессу можно применить для расчета понятия константы химического равновесия:

Как правило, константа диссоциации используется для количественной оценки диссоциации слабых электролитов.

Учитывая, что при электролитической диссоциации электролитов количество частиц в растворе растет, выше рассмотренные законы и следствия для растворов неэлектролитов в применении к электролитам несколько видоизменяются, например:

Закон Вант-Гоффа для электролитов – р_осм= ί ·CRT, где ί- изотонический коэффициент. Он представляет собой(

, где в числителе стоят экспериментально измеренные значения величин для растворов электролитов, а в знаменателе теоретически рассчитанные значения по формулам для растворов неэлектролитов той же концентрации.