Учебное пособие для студентов 1 курса направления 020100-Химия

Влияние природы растворенного вещества.
Под природой растворенного вещества в данном случае подразумевают природу химической связи в молекулах растворенных веществ. Чем больше полярность химической связи и чем меньше прочность связи в веществе, тем выше степень диссоциации. Вещества с ионной химической связью или с ковалентной, очень полярной связью относятся к сильным электролитам. Средние и слабые электролиты обладают, как правило, ковалентной малополярной связью.
Пример 1. В ряду галогенводородных кислот (HF – HCl – HBr – HI) растет длина связи, следовательно, уменьшается энергия связи, значит – возрастает степень диссоциации, кислотные свойства увеличиваются.
Пример 2. Соединения класса гидроксидов (кислородсодержащих кислот и оснований) в своей структуре имеют фрагмент
>Э – О – Н

Если легко разрывается связь – О – Н, то преобладает кислотный тип диссоциации; если легко разрывается связь Э – О, преобладает основный тип диссоциации; если прочность обеих связей примерно равна, то гидроксид обладает амфотерными свойствами.

Изотонический коэффициент Вант-Гоффа.
i – это отношение суммы числа ионов и непродиссоциировавших молекул электролита к начальному числу молекул электролита.

Обозначим: N – число растворенных молекулэлектролита;

 – степень диссоциации;
n – число ионов, на которые распадается молекула электролита.
Тогда: ·N – число молекул, распавшихся на ионы;
·N·n – число образовавшихся ионов;
N(1 - ) – число молекул не распавшихся на ионы;
Nn + N(1 - ) – общее число частиц в растворе.

i = Nn +N(1 -  / N = n + (1 -  = 1 + (n – 1).

Отсюда:

  (i –1) /(n – 1) (3.2)

Из-за диссоциации общее число частиц в растворе электролита больше, чем в растворе неэлектролита той же концентрации, поэтому осмотическое давление, повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания для раствора электролита будут выше, чем для раствора неэлектролита той же концентрации (все эти величины зависят только от числа частиц в растворе).