Основные положения теории Аррениуса

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⁺ + PO₄^3-

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.