ТЕОРІЯ ЕЛЕКТРОЛІТИЧНОЇ ДИСОЦІАЦІЇ

Закони Рауля і принцип Вант-Гоффа не дійсні для розчинів електролітів (навіть нескінченно розведених). Ці розчини поводять себе так, нібито вони містять більше часток розчиненої речовини, ніж це випливає з їх концентрації. Реальні показники підвищення температури кипіння, зниження температури замерзання, осмотичний тиск цих розчинів завжди більші, ніж розраховані теоретично. Для врахування даних відхилень Вант-Гофф запропонував застосовувати ізотонічний коефіцієнт (і):

.

Отже, всі експериментальні значення в i разів більші за теоретичні:

P_осм. = і CRT; ∆t_кип. = і К_е С_m; ∆t_зам. = і К_к С_m.

Для неелектролітів і = 1.

Для електролітів: NaCl = Na⁺ + Cl^- i =2;

CaCl₂ = Ca²⁺ + 2Cl^- i =3;

AlCl₃ = Al³⁺ + 3Cl^- i =4.

Експериментально, наприклад, для NaCl 1 < i < 2. Ці факти можна пояснити за допомогою теорії електролітичної дисоціації.