Растворы электролитов

Министерство науки и высшего образования Российской Федерации 

Федеральное государственное бюджетное 

образовательное учреждение высшего образования 

«Казанский национальный исследовательский 

технологический университет» 

 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ 

 

Методические указания  

 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

Казань 

Издательство КНИТУ 

2018 

УДК 541.127
ББК Г542я7

Р24

 

Печатаются по решению методической комиссии  

факультета химии и технологии полимеров в медицине и косметике 

 

Рецензенты: 

д-р техн. наук, проф. А. П. Рахматуллина 

канд. техн. наук, доц. Л. Ю. Закирова 

 

Составители: 
С. В. Шилова 

В. Е. Проскурина 

Ю. Г. Галяметдинов 

 

Р24

Растворы электролитов : методические указания / сост.: С. В. Шилова, 
В. Е. Проскурина, Ю. Г. Галяметдинов; Минобрнауки России, Казан. нац. 
исслед. технол. ун-т. – Казань : Изд-во КНИТУ, 2018. – 40 с.

 

Содержат индивидуальные задания для коллоквиумов и практических заня-

тий по разделу «Растворы электролитов» дисциплины «Физическая химия». Зада-
ния предполагают теоретическую проработку материала и решение задач.  

Предназначены для контроля знаний при проведении коллоквиумов и прак-

тических занятий для бакалавров очной формы обучения.  

Подготовлены на кафедре физической и коллоидной химии. 
 

 

Ответственный за выпуск А. А. Коновалова 

 

Подписано в печать 11.10.2018
Формат 6084 1/16

Бумага офсетная
Печать ризографическая
2,33 усл. печ. л.

2,5 уч.-изд. л.
Тираж 250 экз.
Заказ

Издательство Казанского национального исследовательского 

технологического университета

Отпечатано в офсетной лаборатории Казанского национального

исследовательского технологического университета

420015, Казань, К. Маркса, 68

УДК 541.127
ББК Г542я7

ВВЕДЕНИЕ 

 

Учение о растворах электролитов является одним из важней-

ших разделов дисциплины «Физическая химия». Оно начало форми-
роваться в 80-х годах 19 века на основе теории растворов Д.И. Мен-
делеева, термодинамической теории разбавленных растворов Я. Вант-
Гоффа и теории электролитической диссоциации С. Аррениуса. 
Дальнейшее развитие теории растворов электролитов связано с уста-
новлением определяющей роли растворителя в процессе электроли-
тической диссоциации и созданием теории ионной сольватации (ра-
боты И.А. Каблукова и других исследователей). Эти представления 
связали исходные теории в единое целое и заложили основу для современных 
физико-химических исследований жидких систем. 

Целью индивидуальных заданий является ознакомление студентов 
с процессами, протекающими в водных растворах электролитов; 
изучение таких явлений и понятий, как электролитическая диссоциация, 
степень и константа диссоциации, сильные и слабые электролиты, 
направление протекания реакций с участием электролитов, 
ионное произведение воды, водородный показатель, произведение 
растворимости, электропроводимость растворов; обучение методам 
расчета характеристик растворов электролитов с использованием 
экспериментальных и справочных данных.  

В индивидуальные задания включен краткий пояснительный 

теоретический материал изучаемой темы и 30 вариантов вопросов и 
задач. Задачи направлены на развитие научной интуиции, воображения 
и способствуют более глубокому пониманию предмета. Каждое 
задание содержит 5 теоретических вопросов и 2 задачи. Наличие 
теоретического материала позволяет решать задачи без обращения к 
другим учебным изданиям. Однако, если приведенного материала 
окажется недостаточно, можно воспользоваться библиографическим 
списком и подобрать материал для углубленного изучения вопроса.  

Индивидуальные задания для коллоквиумов и практических 

занятий помогут студентам-бакалаврам закрепить усвоенный мате-
риал по разделу «Растворы электролитов», что впоследствии будет 
способствовать более глубокому пониманию специальных техноло-
гических дисциплин. 

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ 

 

Основные понятия 

 

В зависимости от поведения веществ при плавлении и при 

растворении различают: неэлектролиты и электролиты. Электро-
литами называются вещества, расплавы и растворы которых со-
держат подвижные ионы и проводят электрический ток. Электроли-
ты в расплавах и жидких растворах распадаются (диссоциируют) на 
ионы (катионы и анионы). Явление распада вещества на составляю-
щие их ионы получило название электролитической диссоциации. 

Процесс диссоциации молекулы М электролита на + катионов 

КZ+, имеющих заряд (z+) и – анионов AZ–, имеющих заряд (z–) выра-
жается следующим образом: 










Z
Z
A
K
М


,  
(1) 

где z+ и z– – зарядовые числа ионов.  

Растворы электролитов – сложные системы, свойства которых 

зависят от характера взаимодействия образующих их частиц – ионов 
и молекул. При образовании растворов в системе устанавливается 
химическое равновесие. 

Кислотно-основные равновесия в водных растворах обычно 

рассматриваются в рамках двух альтернативных теорий кислот и 
оснований – ионной теории, использующей представления электро-
литической диссоциации Сванте Аррениуса (1887 г., Швеция), и 
протонной теории, предложенной в1923 г. Йоханнесом Бренстедом 
(Дания) и Томасов Лоури (Англия). 

С позиции ионной теории данные равновесия устанавлива-

ются при диссоциации кислот и оснований. Сам процесс электроли-
тической диссоциации в растворе обусловлен сольватацией раство-
ряемых молекул и образующихся ионов. Сольватация – взаимодей-
ствие молекул растворителя с частицами растворенного вещества. 
Если растворитель – вода, то процесс называется гидратацией. Об-
разующиеся в результате сольватации стойкие и нестойкие соедине-
ния растворителя с растворенным веществом называют сольватами 
(в случае воды – гидратами): 

Обычно используются упрощенные уравнения, не показывающие 
участие растворителя, например: 

 

С позиций протонной теории кислота – это соединение, способное 
отдавать протон (донор протона), а основание – соединение, 
способное присоединять протон (акцептор протона). Отдавая протон, 
кислота превращается в сопряженное основание: 

кислота ↔ основание + протон. 
В растворе протон (H+) не может существовать в свободной 

форме – в водном растворе протон существует в виде ионов гидро-
ксония H3O+. Присоединяя протон, вода играет роль основания, превращаясь 
в сопряженную кислоту H3O+. Таким образом, в кислотно-
основном протолитическом равновесии участвуют две сопряженные 
пары кислота / основание. Например:   

 

При описании растворов электролитов в термодинамических 

уравнениях используют не моляльную концентрацию m раствора, а 
его активность а. Пример: уравнение химического потенциала i-го 
компонента раствора: 

i

0
i
i
a
ln
RT

 

.  
(2) 

Активность – безразмерная величина: 

i
i
i
m
а


,  
(3) 

где i – коэффициент активности. Коэффициент активности бесконечно 
разбавленного раствора принимается равным единице.  

Средняя ионная активность представляет собой среднее 

геометрическое из активностей отдельных ионов: 












a
a
а
. 
(4) 

Аналогичным образом находят среднюю ионную моляльность 

m и средний ионный коэффициент активности . Средние ионные 
величины связаны соотношением: 

а =  m. 
(5) 

Количественной характеристикой электролитической диссо-

циации служит степень диссоциации , равная отношению числа 
диссоциированных молекул nдисс к общему числу молекул электро-
лита в растворе n:  

n
nдисс/


.  
(6) 

По способности к электролитической диссоциации электроли-

ты условно подразделяют на сильные и слабые. Сильные электро-
литы диссоциируют в воде практически полностью,  = 1. Это – 
сильные кислоты (HClO4, HMnO4, H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI), гид-
роксиды щелочных и щелочно-земельных металлов (LiOH, NaOH, 
KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2) и большая часть 
солей. Слабые электролиты в растворе диссоциируют только час-
тично,  < 1. Это – слабые кислоты, слабые основания и некоторые 
соли (например, галогениды цинка, ртути, кадмия), большинство 
органических кислот, фенолы, амины и др. 

Способность к диссоциации зависит от природы растворителя. 

Одно и то же вещество может в одном растворителе быть сильным 
электролитом, а в другом – выступать как слабый электролит. Чем 
выше значение диэлектрической проницаемости  растворителя, 
тем легче в нем протекает диссоциация. Диэлектрическая проницае-
мость показывает, во сколько раз сила взаимодействия двух элек-
трических зарядов в данной среде меньше, чем в вакууме.  

 
 

Растворы слабых электролитов  

 
Основные положения теории Аррениуса (1887 г.) 
– процесс диссоциации самопроизволен и обратим. Обратный 

диссоциации процесс объединения ионов в молекулу называют ре-
комбинацией; 

– между ионами в растворе отсутствуют взаимодействия меж-

ду собой и с молекулами растворителя; 

– степень диссоциации слабых электролитов уменьшается с 

ростом концентрации раствора. При с  0 моль/л степень диссоциа-
ции стремится к единице. 

Таким образом, в растворах слабых электролитов всегда имеет 

место химическое равновесие, которое также называют динамиче-
ским, выражающееся в равенстве скоростей реакций диссоциации и 
рекомбинации. Описанный процесс электролитической диссоциации 
характеризуется константой диссоциации КД. Термодинамическая 
константа выражается через активности: 

М

A
K

Д
а

а
а
К

z
z













.  
(7) 

Константа диссоциации, записанная через равновесные молярные 
концентрации (концентрационная константа), является 
приближенной 

М

A
K

Д
с

с
с
К

z
z













.  
(8) 

Для бинарного электролита, распадающегося в растворе на два 

иона (катион и анион), константа диссоциации имеет вид 

М

Д
а

а
а
К



.  
(9) 

Связь между константой диссоциации и степенью диссоциации 
для бинарного электролита выражается законом разбавления 
(или разведения) Оствальда: 








1

2с
К Д
.  
(10) 

В случае, когда степень диссоциации электролита   1, величиной  
по сравнению с единицей можно пренебречь (1 –   1) и 
закон разбавления Оствальда можно записать в упрощенном виде:  

c
К Д

2


.   
(11) 

Следовательно, степень диссоциации разбавленного раствора 

бинарного слабого электролита может быть определена по приближенной 
формуле 

с

К Д


.  
(12) 

Закон разбавления Оствальда применим только для слабых 

бинарных электролитов и справедлив в области низких концентраций. 

 

 
 


Ионные равновесия в растворах электролитов 

 

Ионное произведение воды, водородный  

и гидроксильный показатели 

 

Вода  не только самый распространенный растворитель, она 

также является слабым электролитом. Амфотерный характер воды 
иллюстрируется реакцией автопротолиза (самодиссоциации растворителя):  


2H2O ↔ H3O+ + OH–. 

2

O
H

OH
O
H

Д

2

_

3
a

a
a

К




.        

Концентрация воды в водных растворах остается практически 

постоянной, поэтому: 

W

2

O
H
Д
OH
O
H
K
a
К
a
a

2
3





; 




ОН
O
Н
W
а
а
К

3
.  
(13)     

КW называют ионным произведением воды.  
При 25С в чистой воде КW = 1014. С ростом температуры 

ионное произведение воды KW увеличивается. 

Для удобства вычислений концентрации ионов водорода в 

1909 г. Серенсен ввел понятие «водородный показатель». Водород-

ный показатель (показатель рН)  это отрицательный десятичный 
логарифм активности ионов водорода: 






H
a
рН
lg
, приближенно  





H
с
lg
рН
.  
(14) 

Аналогично, рОН – это отрицательный десятичный логарифм 

активности ионов ОН–: 






OH
a
lg
рOН
, приближенно  





OH
с
lg
рOН
.   
(15) 

При 25С 
14

W
рК
; соответственно, 
7

 рОН
рН
.  

В кислой среде при 25С pH< 7, в щелочной – pH > 7.  

 

Произведение растворимости  

 

Произведение активностей ионов малорастворимой соли в ее 

насыщенном растворе называют константой растворимости Кs или 
произведением растворимости ПР. Например, для Ag2S 


 

2

2
ПР
S
Ag
a
a
.  
        (16) 

Произведение растворимости и растворимость малорастворимой 

соли в ее насыщенном растворе с (s) связаны следующим образом: 

























с
ПР
,   
(17) 

где ν+ и ν– – число катионов и анионов; γ± – средний ионный коэффициент 
активности; с – концентрация насыщенного раствора (растворимость), 
моль/л. 

 

Гидролиз солей 

 

Растворение солей слабых кислот и оснований в воде сопровождается 
реакциями гидролиза. В зависимости от силы кислот и 
оснований реакции гидролиза приводят к образованию различных 
продуктов. 

Гидролизу не подвергаются соли, образованные сильным основанием 
и сильной кислотой, например: KCl, NaNO3, CaSO4. 

Гидролизу подвергаются: 
– соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, 

например, СН3СООNa (гидролиз по аниону); 

– соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, 

например, Cu(NO3)2 (гидролиз по катиону); 

– соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, 

например, (NH4)2S (гидролиз по катиону и по аниону). 
Пример:  
СН3СООNa  СН3СОО– + Na+; 
СН3СОО– + Н+ = СН3СООН (гидролиз по аниону). 
Суммарное уравнение гидролиза: 
СН3СОО– + Н2О = СН3СООН + ОН–. 

Раствор соли СН3СООNa приобретает щелочную реакцию 

(рН > 7). Константа гидролиза КГ имеет следующий вид: 






COO
CH

OH
COOH
CH

Г
a

a
a
K

3

3
. 

Констанда гидролиза соли, образованной сильным основанием 

и слабой кислотой, равна отношению ионного произведения воды к 
константе диссоциации слабой кислоты. 

Д

W

Г
K
К
K

.  
(18) 

Константа гидролиза соли, образованной слабым основанием 

и сильной кислотой, равна отношению ионного произведения воды 
к константе диссоциации слабого основания. 

 
 
 

Растворы сильных электролитов  

 
Основные положения теории Дебая-Гюккеля (1923 г.) 

 

1. 
Диссоциация происходит полностью, степень диссоциации 
не зависит от концентрации,  = 1. 

2. 
Между ионами в растворе происходят электростатические 

взаимодействия. 

3. 
Растворитель рассматривается как непрерывная среда, диэлектрическая 
проницаемость которой одинакова в любой точке.