Міністерство охорони здоров'я України Вінницький національний медичний університет ім.М.І.Пирогова ФІЗИЧНА І КОЛОЇДНА ХІМІЯ Конспект лекцій для студентів 2-го курсу денного відділення фармацевтичного факультету 6.РОЗЧИНИ ЕЛЕКТРОЛІТІВ – ТЕРМОДИНАМІКА ТА ЕЛЕКТРОПРОВІДНІСТЬ м. Вінниця, 2004 р. 1 Закони Рауля і принцип Вант-Гоффа не виконуються для розчинів, навіть нескінченно розведених, які проводять електричний струм – розчинів електролітів. Ці розчини поводять себе так, нібито вони містять більше частинок розчиненої речовини, ніж це витікає з їх концентрації: підвищення температури кипіння, зниження температури замерзання, осмотичний тиск для них завжди більші, ніж розраховані теоретично. Для урахування цих відхилень у відповідні рівняння було введено поправку - ізотонічний коефіцієнт: i Tкип.експ пл.експ експ кип.теор пл.теор теор З урахуванням цього коефіцієнту відповідні рівняння мають вигляд  icR T Tкип iE m Tкр iК m Ізотонічний коефіцієнт для розчинів електролітів завжди більше одиниці, причому з розведенням розчину цей коефіцієнт зростає до певного цілочисельного значення. Ці факти можна пояснити за допомогою теорії електролітичної дисоціації, яка базується на постулатах: 1. Електроліти в розчинах розпадаються на іони - дисоціюють; 2. Дисоціація є зворотнім рівноважним процесом; 3. Сили взаємодії йонів з молекулами розчинника і одного з іншим є слабкими (тобто розчини є ідеальними). Дисоціація електролітів в розчині відбувається під впливом полярних молекул розчинника; наявність іонів в розчині веде до його електропровідності. Для визначення повноти дисоціації в вводиться поняття ступеню дисоціації - відношення числа молекул, що розпались на іони, до загального числа розчинених молекул. Ступінь дисоціації виражається в долях одиниці або процентах. Ступінь дисоціації можна розрахувати за величиною ізотонічного коефіцієнта, знайденого експериментально при вимірюванні колігативних властивостей розчинів електролітів. Величина ступеню дисоціації залежить від природи розчинника та розчиненої речовини, концентрації розчину та температури. За величиною ступеня дисоціації електроліти відносять до сильних (> 0.7), середніх (0.3 < < 0.7) та слабких (< 0.3). До сильних електролітів належать майже всі солі, більшість неорганічних кислот та лугів, до слабких – всі органічні кислоти, вода, водневі розчини аміаку, сірководню і т.і. Електролітами середньої сили є певні неорганічні кислоти – плавікова, ортофосфорна. Тепер дуже легко визначити зв’язок між ізотонічним коефіцієнтом та ступенем дисоціації. Якщо в 1 л розчинити C моль електроліту, кожна молекула якого розпадається на іонів, то при ступені дисоціації, що дорівнює розпадеться (продисоциює) (C) моль електроліту, при цьому утвориться (C) моль іонів і залишиться не дисоційованим кількість молекул, що дорівнює (C - C) моль. Загальне число частинок дорівнюватиме: C - C + C = i C. Лекция 6. Розчини електролітів - термодинаміка та електропровідність 2 Звідси (дуже важлива формула): i = 1 + (- 1) Слабкі електроліти. Константа дисоціації. Процес дисоціації слабких електролітів є зворотнім і в системі існує динамічна рівновага, яку можна описати константою рівноваги. Для певного електроліту, який розпадається у розчині на іони у відповідності до рівняння: МА Mz+ + Аz- константу дисоціації можна виразити таким рівнянням: [M Z][AZ−] Д [MA] Оскільки концентрація кожного іона для бінарного електроліту дорівнює добутку ступеня дисоціації a на загальну концентрацію електроліту Со Cmz+ = CAz-= C то CMA = C – C = C (1-) цей вираз можна надати у вигляді: [ C][ C] 2 C 2 д (1−)C 1− (1−)V де V = 1 — розведення, тобто об'єм, в якому міститься 1 моль електроліту. Це рівняння має назву закону розведення Оствальда Експериментальні дослідження показали, що, по-першу, константа дисоціації сильного електроліту залежить від концентрації (тобто до розчинів сильних електролітів не можн...