1. При
растворении в воде молекулы кислот, оснований и солей диссоциируют
на ионы по схеме: МА ↔ М+
+ А-
Во внешнем электрическом
поле образовывавшиеся при диссоциации ионы движутся:
положительные к катоду, отрицательные к аноду, и называются соответственно
катионами и анионами.
МА ↔ М+
+ А-
- в случае, если электролит
1,1-валентный;
ν+, ν- - числа катионов и анионов в растворах многовалентных электролитов
Пример:
Na3+PO4-3
↔ 3Na+ + PO43-
ν+ = 3; ν- =
1 – стехиометрические коэффициенты
z+ =1; z- = 3
z+ , z- заряды катионов и анионов соответственно.
2. Диссоциация молекул
на ионы в ряде случаев бывает неполной, то есть не все молекулы распадаются на
ионы, а лишь некоторая их доля α.
α – доля
распавшихся молекул; (1- α) – доля недиссоциированных молекул.
Величина α
называется степенью диссоциации и всегда α<1. Экспериментально определяется
кажущаяся степень диссоциации, так как в реальных растворах электролитов всегда
имеет место ион - ионное, ион - дипольное взаимодействие, приводящее к
уменьшению этой величины.
Если при диссоциации 1
молекулы образуется ν = ν+ + ν- ионов,
то молярная концентрация частиц в растворе будет выражаться суммой ανс + (1- α)с = с(αν + (1- α)) =
с[1 + α(ν -1)]
[1 + α(ν -1)] = i – показывает во сколько раз
увеличивается общая молярная концентрация раствора при диссоциации
молекул на ионы, i>1. По смыслу данная величина
соответствует изотоническому коэффициенту Вант-
Гоффа, который вводится как поправочный
коэффициент в уравнения для растворов электролитов, чтобы теория совпадала с
экспериментом.
3. К процессу
электролитической диссоциации применим закон действующих масс, из которого
вытекает закон разведения (разбавления) Оствальда.
Вывод его прост: при диссоциации 1,1-валентного электролита МА ↔ М+ + А-,
(с – концентрация электролита), образуется αс –катионов,
αс –анионов и (1-α)с –недиссоциированных молекул.
Константа диссоциации:
Величина обратная
концентрации имеет размерность объема 1 моля:
V=1/c л/моль, и называется разведением, или
разбавлением.
Поэтому закон Оствальда в форме: К = α2/[(1-α)V], и
называется законом разведения.
Величина К=const
при Т=const для слабого электролита, а степень
диссоциации α есть функция концентрации или разведения: α = f(c). Поэтому решая данное
квадратное уравнение относительно α, при α>0, получим для α следующее выражение:
c –
концентрация.
При К→
∞, α→1 и имеет место полная диссоциация (для сильных
электролитов).
При К2<<4сК, α ≈ или α ≈ (для слабых
электролитов).
При чем во
всех случаях электролит должен быть бинарным и симметричным. Для несимметричных
электролитов теория усложняется.