Вывод уравнения вант гоффа для осмотического давления

Вывод уравнения вант гоффа для осмотического давления

65. Осмос. Определение осмотического давления и уравнения его вычисления.

Осмос – это самопроизвольный переход растворителя в раствор через полупроницаемую перегородку. Избыточное давление, которое необходимо приложить к раствору на высоте h = 0, чтобы воспрепятствовать проникновению растворителя в раствор, называют осмотическим давлением. Величина этого давления равна весу столба жидкости в трубке высотою h .

Осмотическое давление может быть рассчитано по выражению

где ρ — плотность раствора,

g – сила земного притяжения,

h – вес столба жидкости.

Величина осмотического давления зависит от концентрации раствора. Вант-Гофф установил, что осмотическое давление растворов прямолинейно меняется с изменением их концентрации, а произведение их осмотического давления на объём раствора, содержащего 1 моль растворенного вещества, есть величина постоянная и равна

π ∙ ν = 22,9 Дж/моль

Осмотическое давление равно такому давлению, которое развивало бы растворенное вещество в заданном объёме раствора, если бы оно находилось в идеальном газообразном состоянии и занимало бы объём указанного раствора.

Растворы, обладающие одинаковыми осмотическими давлениями, называют изоосмотическими. Для растворов одинакового объёма осмотическое давление прямо пропорционально температуре:

для разбавленных растворов неэлектролитов : π ∙ ν / T = R

учитывая, что ν = 1/ C , получаем уравнение Вант-Гоффа :

66. Термодинамический вывод уравнения Вант-Гоффа осмотического давления.

Пусть в заданном сосуде давление, развиваемое 1 молем пара от Р_о до Р, производит работу за счёт изменения величины потенциальной энергии, которую можно определить по выражению 1-го закона термодинамики при Т= const в таком виде:

знак минус определяет затраченную системой работу. Для идеального газа v = RT / p , откуда получим

интегрируем в пределах от Р_о до Р:

W = RT ln P_o / P

1 моль вещества можно механически перенести на высоту h , затрачивая работу

W = Mgh , где М – молекулярная масса растворителя.

Тогда Mgh = RT ln P_o / P

Откуда h =

Для разбавленного раствора давление насыщенного пара над чистой жидкостью p_o = p + ∆ p

Для разбавленных растворов ∆ p / р

допуская ρ = n ₁ / v и М=М₁, получим

при n₂ находим

67. Связь осмотического давления с понижением давления для разбавленных растворов.

Осмометр термостатирован . В нём через некоторое время устанавливается динамическое равновесие, которое характеризуется равенством скоростей обмена жидкостью между раствором и растворителем через пленку.

В равновесном состоянии системы давление пара над поверхностью чистой жидкости будет равно Р_о , а над поверхностью раствора на высоте h – P = P ’. Давление пара Р_о над уровнем чистой жидкости будет выше, чем давление над раствором на высоте h на величину ∆Р = Р_о – Р. Условие равенства Р = Р’ над раствором на высоте h доказывается невозможностью построения вечного двигателя при Т = const , в равновесной изолированной системе. Этот двигатель невозможно построить и в открытых системах.

где ρ — плотность раствора, кг/м 3 ;

g – сила земного притяжения, м/ c 2 ;

В этом случае π имеет размерность н /м 2 . Изменение давления насыщенного пара растворителя с изменением высоты h можно определить по формуле Лапласа

h = откуда

Для разбавленного раствора давление насыщенного пара над чистой жидкостью p_o = p + ∆ p

Для разбавленных растворов ∆ p / р

68. Термодинамический вывод уравнения, связывающего понижение температуры замерзания с моляльностью .

Жидкость замерзает при условии, что давление насыщенного пара над нею равно давлению над твёрдым телом. На рис. Это условие выполняется в точке пересечения кривых СО и ОА, при температуре Т₃. Раствор также замерзает, когда давление пара над ним будет равно давлению насыщенного пара над твёрдым растворителем, что определяется точкой О₁ от пересечения кривых О₁А₁ и СО₁. В этой точке давление ниже, чем в точке О, поэтому раствор замерзает при более низкой температуре, чем чистая жидкость, то есть при Т₃’. Давление над разбавленным раствором снижается согласно закону Рауля

где р_н , р₁ о – давление над твёрдым телом в растворе и чистым растворителем.

∆ H_T возг , ∆ H_T исп – мольные теплоты возгонки и испарения Дж/моль.

для разбавленных растворов Т₃ — Т₃’ мала, поэтому ∆ H_T пл = const :

lnx ₁ = для бинарной смеси х₁ = 1- х₂

— ln (1- x ₂ )=

для разбавленных растворов Т₃ ≈ Т₃’ , x ₂

x ₂ =

для разбавленных растворов n ₁ >> n 2, тогда x ₂ = :

x ₂ =

∆ T ₃ =

∆ H_T пл / M ₁ = ρ _пл – удельная теплота плавления

∆ T ₃ =

∆ T ₃ = ,

где n ₂ m – моляльность раствора;

E ₃ – эбулиоскопическая константа.

69. Термодинамический вывод уравнения, связывающего повышение температуры кипения раствора с его моляльностью .

На рис. кривые ОА и О₁А₁ определяют изменение давления насыщенного пара над чистой жидкостью и над раствором. Для определения условий, при которых закипают жидкости, проводим изобару внешнего давления, которая пересекает кривые в точках а₁ и а₂. Эти точки определяют Т_кип чистой жидкости и раствора. Жидкость закипает при условии, что давление пара её равно внешнему давлению. Над раствором давление пара ниже, чем над чистой жидкостью, на величину∆р , поэтому для закипания раствора его необходимо дополнительно нагреть до Т_к ’, причем

Формула закона Рауля для растворителя

∆ H_T исп – молекулярная теплота испарения жидкости, Дж/моль.

для бинарной смеси х₁ = 1- х₂

— ln (1- x ₂ )=

для разбавленных растворов x ₂

x ₂ =

n ₁ >> n 2, тогда x ₂ = :

x ₂ =

∆ T _к =

∆ H_T исп / M ₁ = L – удельная теплота испарения

∆ T _к =

∆ T _к = ,

где n ₂ m – моляльность раствора;

E _к – эбулиоскопическая константа.

70. Свойства разбавленных растворов электролитов и методы их вычисления. Изотонический коэффициент.

Разбавленные растворы электролитов – солей, оснований, кислот в воде – показывают систематические отклонения от свойств идеальных растворов. Эти отклонения связаны с тем, что молекулы электролита в водном растворе распадаются на ионы, и в единице объёма раствора будет содержаться большее число частиц, чем в исходной загрузке соли, кислоты, основания.

Для расчета свойств разбавленных растворов электролитов необходимо уравнения законов идеальных растворов исправить, введя в них коэффициент, учитывающий изменение числа частиц в растворе вследствие диссоциации или ассоциации растворенного вещества. Этот коэффициент обозначают i и называют изотоническим коэффициентом. Он показывает отношение числа частиц, образующихся в растворе, к числу частиц в исходной порции вещества. Для электролитов:

N ₁ – число образовавшихся ионов или распавшихся молекул

N(1-α) – число нераспавшихся молекул

Σ N_i = N — Nα + Nα + Nα i = Σ N_i / N = 1+ α

если исходные молекулы распадаются на ν новых частиц, то

Σ N_i = N [1+ α ( ν -1)] i = Σ N_i / N = 1+ α ( ν -1)

если α =0, то i =1, если α =1, то i = ν .

Для раствора, в котором молекулы растворенных веществ ассоциируют друг с другом:

Nα / n – число ассоциированных молекул

N (1- α ) – число исходных молекул

Σ N_i = N — Nα + Nα /n i = Σ N_i/N = 1+α(1/n -1)

С учетом этой поправки законы разбавленных растворов электролитов запишутся:

71. Определение молекулярной массы растворенного вещества по понижению температуры замерзания раствора, по повышению температуры кипения раствора и по осмотическому давлению.

1 . по понижению температуры замерзания раствора

x ₂ =

для разбавленных растворов n ₁ >> n 2, тогда x ₂ = :

x ₂ = ∆ T ₃ =

∆ H_T пл / M ₁ = ρ _пл – удельная теплота плавления

M₂ = M ₂ = ,

где ∆ T ₃ – понижение температуры замерзания раствора;

E ₃ – эбулиоскопическая константа.

2. по повышению температуры кипения раствора

x ₂ = , n ₁ >> n 2, тогда x ₂ = :

x ₂ = ∆ T _к =

∆ H_T исп / M ₁ = L – удельная теплота испарения

M₂ = M ₂ = ,

где ∆ Т_к – повышению температуры кипения раствора;

E _к – эбулиоскопическая константа.

3. по осмотическому давлению

уравнение Вант-Гоффа : π = cRT

→ πν = → M ₂ = ,

где π – осмотическое давление.

72. Методы расчета активностей и коэффициентов активности растворителя и растворенного вещества по давлению насыщенного пара, осмотическому давлению, по повышению температуры кипения и понижению температуры замерзания растворов.

1. по давлению насыщенного пара

2. по осмотическому давлению

3. по повышению температуры кипения

∆ T _к =

4. по понижению температуры замерзания растворов

∆ T ₃ =

Коллигативные свойства растворов

Любому раствору характерны те или иные физические свойства, к которым относятся и коллигативные свойства растворов. Это такие свойства, на которые не оказывает влияние природа растворенного вещества, а зависят они исключительно от количества частиц этого растворенного вещества.

К коллигативным свойствам растворов относятся:

• Понижение давление паров
• Повышение температуры кипения
• Понижение температуры затвердевания (кристаллизации)
• Осмотическое давление раствора.

Рассмотрим подробнее каждое из перечисленных свойств.

Понижение давления паров

Давление насыщенного пара (т.е. пара, который пребывает в состоянии равновесия с жидкостью) над чистым растворителем называется давлением или упругостью насыщенного пара чистого растворителя.

Если в некотором растворителе растворить нелетучее вещество, то равновесное давление паров растворителя при этом понижается, т.к. присутствие какого – либо вещества, растворенного в этом растворителе, затрудняет переход частиц растворителя в паровую фазу.

Экспериментально доказано, что такое понижение давления паров напрямую зависит от количества растворенного вещества. В 1887 г. Ф.М. Рауль описал количественные закономерности коллигативных свойств растворов.

Первый закон Рауля

Первый закон Рауля заключается в следующем:

Давление пара раствора, содержащего нелетучее растворенное вещество, прямо пропорционально мольной доле растворителя в данном растворе:

p — давление пара над раствором, Па;

p₀ — давление пара над чистым растворителем, Па;

χ_р-ль — мольная доля растворителя.

n_в-ва и n_р-ля – соответственно количество растворенного вещества и растворителя, моль.

Иногда Первому закону Рауля дают другую формулировку:

относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества:

При этом принимаем, что χ_в-ва + χ_р-ль= 1

Изотонический коэффициент Вант-Гоффа

Для растворов электролитов данное уравнение приобретает несколько иной вид, в его состав входит изотонический коэффициент i:

Δp — изменение давления паров раствора по сравнению с чистым растворителем;

i – изотонический коэффициент.

Изотонический коэффициент (или фактор Вант-Гоффа) — это параметр, не имеющий размерности, который характеризует поведение какого – либо вещества в растворе.

То есть, изотонический коэффициент показывает, разницу содержания частиц в растворе электролита по сравнению с раствором неэлектролита такой же концентрации. Он тесно связан связан с процессом диссоциации, точнее, со степенью диссоциации и выражается следующим выражением:

n – количество ионов, на которые диссоциирует вещество.

α – степень диссоциации.

Повышение температуры кипения или понижение температуры затвердевания (кристаллизации). Второй закон Рауля

Равновесное давление паров жидкости имеет тенденцию к увеличению с ростом температуры, жидкость начинает кипеть, при уравнивании давления ее паров и внешнего давления.

При наличии нелетучего вещества, давление паров раствора снижается, и раствор будет закипать при более высокой температуре, по сравнению с температурой кипения чистого растворителя.

Температура замерзания жидкости также определяется той температурой, при которой давления паров жидкой и твердой фаз уравниваются.

Ф.М. Рауль доказал, что повышение температуры кипения, так же как и понижение температуры замерзания разбавленных растворов нелетучих веществ, прямо пропорционально моляльной концентрации раствора и не зависит от природы растворённого вещества. Это правило известно как Второй закон Рауля:

K — криоскопическая константа,

m_в-ва — моляльность вещества в растворе.

Растворы электролитов не подчиняются Законам Рауля. Но для учёта всех несоответствий Вант-Гофф предложил ввести в приведённые уравнения поправку в виде изотонического коэффициента i, учитывающего процесс распада на ионы молекул растворённого вещества:

Осмотическое давление раствора

Некоторые материалы имеют способность к полупроницаемости, т.е. им свойственно пропускать частицы определенного вида и не пропускать частицы другого вида.

Перемещение молекул растворителя (но не растворенного, в нем вещества), через полупроницаемую мембрану в раствор с большей концентрацией из более разбавленного представляет собой такое явление как осмос.

Представим два таких раствора, которые разделены полупроницаемой мембраной, как показано на рисунке выше. Растворы стремятся к выравниванию концентраций, поэтому вода будет проникать в раствор, тем самым уменьшая его концентрацию.

Для того, чтобы осмос приостановить, необходимо приложить внешнее давление к раствору. Такое давление, которое требуется приложить, называется осмотическим давлением.

Осмотическое давление и концентрацию раствора неэлектролита позволяет связать уравнение Вант — Гоффа, которое напоминает уравнение идеального газа Клапейрона – Менделеева:

где C — молярная концентрация раствора, моль/м 3 ,

R — универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль·К);

T — абсолютная температура раствора.

Преобразуем уравнение следующим образом:

C = n/V = m/(M·V)

π = т·R·T / M·V или

Для растворов электролитов осмотическое давление определяется уравнением, в которое входит изотонический коэффициент:

где i — изотонический коэффициент раствора.

Для растворов электролитов i > 1, а для растворов неэлектролитов i = 1.

Если полупроницаемой перегородкой разделены два раствора, имеющие одинаковое осмотическое давление, то перемещение растворителя через перегородку отсутствует. Такие растворы называются изотоническими.

Раствор, с меньшим осмотическим давлением, по сравнению с более концентрированным раствором, называют гипотоническим, а раствор с большей концентрацией – гипертоническим.

Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа

Если привести в соприкосновение два раствора с разными концентрациями, то молекулы растворителя и растворенного вещества будут диффундировать в противоположных направлениях, преимущественно в том направлении, где их концентрация ниже. Такая двусторонняя диффузия приведет к выравниванию концентраций (С₁=С₂).

Рассмотрим особый случай односторонней диффузии, когда на границе между раствором и растворителем или между двумя растворами различной концентрации находится перегородка, проницаемая для молекул растворителя и задерживающая частицы растворенного вещества.

Представим себе, что в сосуд с водой опущен цилиндр с раствором, нижняя часть которого изготовлена из материала, пропускающего растворитель, но не пропускающего частицы растворенного вещества (полупроницаемая перегородка). Получается неравновесная система, т.к. если в воде N₁=1, то в растворе мольная доля растворителя – воды N₁

Осмотическое давление Р_осм зависит от температуры раствора и его концентрации и не зависит от природы растворителя и растворенного вещества. В 1886 г. голландский химик Вант-Гофф показал, что для разбавленных растворовнеэлектролитов зависимость осмотического давления от температуры и концентрации выражается уравнением (закон Вант-Гоффа):

,

где Р_осм – осмотическое давление раствора, кПа; С – молярная концентрация растворенного неэлектролита, моль/л; Т – абсолютная температура, К.

Заменим величину С отношением ; , где m – масса растворенного вещества, г; M – молярная масса растворенного вещества, г/моль; V – объем раствора, л. Подставим это отношение в выражение закона Вант-Гоффа:

.

Формально уравнение Вант-Гоффа аналогично уравнению состояния идеального газа и выражает сходство в поведении разбавленных растворов неэлектролитов с идеальными газами. Из вышеприведенного уравнения выразим величину М:

.

Данное выражение позволяет определить молекулярную массу растворенного вещества, измерив осмотическое давление в осмометре.

Явление осмоса играет важную роль в жизни растений, животных и человека. Стенки растительных клеток живых организмов представляют собой полупроницаемые мембраны, через которые свободно проходят молекулы воды, но почти полностью задерживаются вещества, растворенные в клеточном соке. Поэтому осмос служит причиной тургора (состояние напряжения) и плазмолиза (сморщивание) клеток. С ним связаны процессы усвоения пищи и обмена веществ. У высших животных и человека осмотическое давление в разных органах и тканях несколько меньше 8 атм и постоянно. Осмотическое давление широко встречается в природе, например, в скважинах осмотическое давление рвет породы и т.д.

Растворы электролитов

Свойства растворов электролитов. При изучении свойств водных растворов кислот, щелочей и солей, относящихся к электролитам, было установлено, что они не подчиняются законам Рауля и Вант-Гоффа. Они имеют бо́льшие, чем вычисленные по соответствующим формулам, понижениедавления насыщенного пара растворителя над раствором ( Р), повышение температуры кипения ( t_кип) и понижение температуры замерзания ( t_зам), осмотическое давление (Р_осм). Чтобы распространить на растворы электролитов расчетные формулы законов Рауля и Вант-Гоффа, в них был введен поправочный коэффициент i, называемый также изотоническим коэффициентом (ввел Вант-Гофф – 1887г.). Тогда

;

.

Изотонический коэффициент показывает, во сколько раз экспериментальные величины , , , больше теоретических, т.е. вычисленных по формулам для растворов неэлектролитов:

.

Коэффициент i показывает меру отклонения растворов электролитов от закономерностей для неэлектролитов;он всегда больше единицы (i>1), стремится к целому числу.

Электролитическая диссоциация.Наблюдаемые отклонения для растворов электролитов, а также их способность проводить электрический ток были объяснены на основе теории электролитической диссоциации, созданной шведским ученым Аррениусом (1883 г.).

Основные положения теории электролитической диссоциации:

1.Электролитическая диссоциация – распад молекул электролитов на ионы в среде растворителя.

2. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы.

3. Под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные – к аноду. Поэтому первые называют катионами, вторые – анионами.

4. Сумма положительных зарядов в растворе равна сумме отрицательных зарядов, поэтому раствор в целом электронейтрален.

5. Ионы представляются как точечные заряды, взаимодействия между которыми отсутствуют (подобны идеальным газовым смесям).

6. Диссоциация – процесс обратимый, поскольку одновременно протекают процесс распада молекул на ионы (диссоциация) и процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация). Например, уравнение диссоциации молекулы электролита КА на катион К + и анион Аˉ записывается так:

КА D К + + Аˉ.

Согласно теории Аррениуса, вследствие диссоциации электролитов на ионы, с одной стороны, увеличивается общее число частиц в растворе, а следовательно, возрастают понижение давления пара и изменение температуры кипения и замерзания, с другой стороны – ионы обусловливают способность раствора проводить электрический ток.

Физический смысл изотонического коэффициента i состоит в увеличении общего числа частиц в растворе за счет диссоциации растворенного вещества на ионы.

Однако теория Аррениуса рассматривала ионы как свободные не зависимые от молекул растворителя частицы, не учитывала всей сложности явлений в растворах. Теории Аррениуса противостояла химическая, или гидратная, теория растворов Менделеева, в основе которой лежало представление о взаимодействии растворенного вещества с растворителем. В преодолении кажущегося противоречия обеих теорий большая заслуга принадлежит русскому ученому И. А. Каблукову, впервые высказавшему предположение о гидратации ионов. Развитие этой идеи привело в дальнейшем к объединению теории Аррениуса и Менделеева.

В создании современной физико-химической теории растворов большую роль сыграли работы русских ученых Д. И. Менделеева, И. А. Каблукова, Д.П. Коновалова, В. А. Кистяковского и др.

Сольватация (гидратация). По современным представлениям причиной электролитической диссоциации является физико-химическое взаимодействие между полярными молекулами и ионами растворяемого вещества и полярными молекулами растворителя (сольватация), приводящее к образованию соединений сольватов (комплексов). В случае, если вода – растворитель, говорят о гидратации и образовании гидратов.

Взаимодействие между молекулами и ионами растворяемого вещества и молекулами воды может состоять из нескольких процессов, протекающих последовательно или одновременно: молекулярной диссоциации, образования сольватов, ионизации и электролитической диссоциации. В зависимости от типа растворяющихся веществ число стадий может изменяться. Так, в случае ионных кристаллов стадии образования гидратов и электролитическая диссоциация совмещены.

В случае ассоциированных веществ первой стадией является молекулярная диссоциация растворенного вещества. Процесс молекулярной диссоциации происходит вследствие химического взаимодействия между молекулами растворяемого вещества КА, (m+n) молекулами воды с образованием гидратированной молекулы КА(m+n)Н₂О:

Образующийся гидрат диссоциирует на гидратированные ионы (стадия электролитической диссоциации):

КА(m+n)Н₂О D К + ·mН₂О + А – ·nН₂О. (б) Схематично процесс гидратации, на примере реакций (а) и (б), представлен

на рис. 8.5.

Процесс гидратации может остановиться на любой стадии. Если процесс гидратации останавливается на стадии (а), то система представляет собой раствор неэлектролита. Она характеризуется отсутствием ионов в растворе и соответственно не обладает ионной электрической проводимостью. Если процесс гидратации протекает до стадии (б), то система является раствором электролита, т.е. имеет место электролитическая диссоциация с образованием ионов. Уравнение электролитической диссоциации можно записать, опустив промежуточные стадии, указав лишь начальные и конечные продукты реакции:

Особенностью гидратов (сольватов) как химических соединений является то, что коэффициенты n и m меняются с изменением концентрации, температуры и других параметров раствора. Поэтому приведенные формулы гидратов (сольватов) не отражают их истинного стехиометрического состава, и в уравнениях химических реакций гидратированные ионы обычно записывают, например, К + ·aq, А – · aq.

Однако часто в подобных уравнениях опускают молекулы растворителя, записывая их в таком виде:

Электролитическая диссоциация протекает самопроизвольно (∆G + + SО₄ 2- .

К сильным электролитам в водных растворах относятся почти все соли, основания щелочных и щелочноземельных металлов, кислоты: H₂SO₄, HNO₃, HCl, HBr, HI, HСlO₄, HClO₃, HBrO₄, HBrO₃, HIO₃, H₂SeO₄, HMnO₄, H₂MnO₄ и т.д.

К слабым электролитам относятся электролиты, степень диссоциации которых в растворах меньше единицы (α + + ОН —

К слабым электролитам относят воду, почти все органические кислоты (муравьиную, уксусную, бензойную и т.д.), ряд неорганических кислот (H₂SO₃, HNO₂, H₂CO₃, H₃AsO₄, H₃AsO₃, H₃BO₃, H₃PO₄, H₂SiO₃, H₂S, H₂Se, H₂Te, HF, HCN, HCNS), основания p-, d-, f- элементов (Al(OH)₃, Cu(OH)₂, Fe(OH)₂ и т.д.), гидроксид аммония, гидроксиды магния и бериллия, некоторые соли (CdI₂, CdCl₂, HgCl₂, Hg(CN)₂, Fe(CNS)₃ и т.д.).

Численное значение степени электролитической диссоциации зависит от различных факторов:

1. Природа растворителя.

Это связано с величиной диэлектрической проницаемости растворителя ε. Как следует из закона Кулона, сила (f) электростатического притяжения двух разноименно заряженных частиц зависит не только от величины их зарядов (q₁ и q₂), расстояния между ними r, но и от природы среды, в которой взаимодействуют заряженные частицы, т.е. от ε:

.

Например, при 298 К ε(Н₂О) = 78,25, а ε(С₆Н₆) = 2,27. Такие соли, как KCl, LiCl, NaCl и др., в воде полностью диссоциированы на ионы, т.е. ведут себя как сильные электролиты; в бензоле эти соли диссоциируют лишь частично, т.е. являются слабыми электролитами. Таким образом, одни и те же вещества могут проявлять различную способность к диссоциации в зависимости от природы растворителя.

У сильных электролитов с повышением температуры степень диссоциации уменьшается, у слабых – при повышении температуры до 60°С α увеличивается, а затем начинает уменьшаться.

3. Концентрация раствора.

Если рассматривать диссоциацию как равновесный химический процесс, то в соответствии с принципом Ле Шателье добавление растворителя (разбавление водой), как правило, увеличивает количество продиссоциированных молекул, что приводит к увеличению α. Процесс образования молекул из ионов в результате разбавления затрудняется: для образования молекулы должно произойти столкновение ионов, вероятность которого с разбавлением уменьшается.

4. Наличие одноименных ионов.

Добавление одноименных ионов уменьшает степень диссоциации, что также согласуется с принципом Ле Шателье. Например, в растворе слабой азотистой кислоты при электролитической диссоциации устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами:

При введении в раствор азотистой кислоты нитрит-ионов NO₂ˉ (прибавлением раствора нитрита калия КNО₂) равновесие сместится влево, следовательно, степень диссоциации α уменьшится. Аналогичный эффект даст и введение в раствор ионов Н + .

Необходимо отметить, что не следует путать понятия «сильный электролит» и «хорошая растворимость». Например, растворимость СН₃СООН в Н₂О неограниченная, однако уксусная кислота относится к слабым электролитам ( = 0,014 в 0,1 М растворе). С другой стороны, ВаSО₄ – малорастворимая соль (при 20°С растворимость меньше 1 мг в 100 г Н₂О), но относится к сильным электролитам, так как все молекулы, перешедшие в раствор, распадаются на ионы Ва 2+ и SО₄ 2- .