У розчинах електролітів

ВЛАСТИВОСТІ РОЗЧИНІВ ЕЛЕКТРОЛІТІВ

Розглянуто властивості розчинів електролітів,відхилення від законів Вант-Гоффа та Рауля,теорію електролітичної дисоціації, властивості сильних та слабких електролітів, закон розведення слабких електролітів.

Особливості води як розчинника

Розпад молекул електроліту на іони залежить від роду розчинника. Наприклад, HC1 краще дисоціює у воді, гірше – в етанолі і майже не дисоціює у бензолі, в якому електричний струм практично не проходить.

Під впливом полярних молекул розчинника з високою діелектричною проникністю ε відбувається ще більша поляризація молекул розчиненої речовини, яка приводить до утворення гідратованих (сольватованих) іонів. При 25 ^оС ε (С₂Н₅ОН) = 24,2; ε (С₆Н₆) = 2,3; ε (Н₂О) = 78,5.

При розчиненні у воді полярних молекул дисоціація проходить через розрив високополярних зв’язків. Наприклад, молекула NH₄OH дисоціює за типом основи:

NH₄OH NH₄⁺+ ОН^¯,

а молекула H₂SO₄ – за типом кислоти:

H₂SO₄ 2Н⁺ + (SO₄)^2¯

При розчиненні у воді кристалів солей, ґратка яких утворена іонами, катіони та аніони взаємодіють з диполями води, відділяючись від кристалу. Чим більша ε розчинника, тим менше роботи потрібно для руйнування іонної ґратки.

9.2. Відхилення від законів Вант-Гоффа та Рауля

у розчинах електролітів

При вивченні розчинів електролітів (кислот, солей, лугів) виявилося, що ці речовини викликають більш високий осмотичний тиск, ніж це виходить із закону Вант-Гоффа для неелектролітів. Такі дії відображаються і на інших властивостях розчинів: вони замерзають при більш низьких і киплять при більш високих температурах, ніж такі самі за концентрацією розчини неелектролітів. Отже, електроліти у розчині під дією осмотичного тиску поводяться так, наче вони містять більше частинок, ніж це відповідає числу молекул розчиненої речовини. Тому для електролітів Вант-Гофф увів поправковий коефіцієнт ізотонічний (і). Він указує, у скільки разів реальні величини осмотичного тиску в розчині електроліту, підвищення температури кипіння і зниження

температури замерзання більші від таких самих величин, обчислених теоретично:

,

де – експериментальні; P, – розрахункові.

Коефіцієнт i для різних солей різний. Із розбавленням розчину він зростає, наближаючись до цілих чисел: 2 – для солей, утворених одновалентними металами й одноосновними кислотами; 3 – для солей, утворених двовалентними металами й одноосновними кислотами.

Поиск по сайту: