Розчини електролітів
Информация - Химия
Другие материалы по предмету Химия
?ть участі в даний момент в між іонних взаємодіях. У звязку з цим для оцінки концентраційних ефектів у розчинах сильних електролітів вводиться величина, яка називається активністю ?:
Під активністю електроліта Х розуміють ефективну концентрацію, у відповідності до якої він приймає участь у різних процесах.
Активність звязана з істиною концентрацією розчиненої речовини співвідношенням:
? (Х) = f (Х)*с (Х),
де ? (Х) активність електроліта, моль/л; с (Х) його концентрація, моль/л; f (Х) коефіцієнт активності (величина безрозмірна).
Коефіцієнт активності f (Х) виражає відхилення розчину з концентрацією с (Х) від поведінки розчину при безкінечному розведенні, тобто за відсутності між іонних взаємодій.
Іонна сила розчину. В розведених розчинах природа іонів незначно впливає на значення коефіцієнтів активності, оскільки між іонні взаємодії визначаються лише зарядами іонів та їх концентрацією. При цьому кількісною характеристикою між іонних електростатичних взаємодій є іонна сила розчину І:
Іонною силою розчину називають величину, що вимірюється напівсумою добутку концентрацій усіх іонів, що знаходяться у розчині, на квадрат їх заряду.
І = ?(сіzі2),
де І іонна сила розчину; сі молярні концентрації іонів; zі заряди іонів.
П. Дебай і Е. Хюккель в 1923 р. показали, що для розбавлених розчинів з іонною силою І? 0,01 коефіцієнти активності можна розрахувати за формулою:
lg fi = - 0,5 zi2vI,
де fi коефіцієнт активності іона, а zi його заряд.
Якщо користуватися значеннями активностей замість концентрацій, то закон діючих мас можна застосовувати до сильних електролітів і концентрованих розчинів слабких електролітів. Для таких розчинів константу рівноваги слід виражати через активності.
Теорії кислот і основ
Більшість електролітів, наприклад гідроксиди різних елементів Е, проявляють властивості кислот або основ. Дисоціація гідроксида ЕОН може відбуватися двома шляхами:
Е О Н - ЕО- + Н+ (кислотний гідроксид)
Е О Н - Е+ + НО- (основний гідроксид),
тобто розрив може відбуватися по обох звязкам групи Е О Н.
Як відомо, полярність і міцність звязків залежить від різниці електронегативностей елементів, розміру й ефективного заряда атомів. Якщо енергія розрива звязку О Н значно менше енергії розрива звязку Е О, то дисоціація відбувається по кислотному типу. Якшо ж навпаки, енергія розрива звязку О Н значно більше енергії розрива енергії звязку Е О, то дисоціація протікає по основному типу.
При співставимій міцності звязків О Н ті Е О дисоціація може одночасно протікати по кислотному й основному типам:
ЕО- + Н+ - ЕОН - Е+ + НО-
Гідроксиди такого типа називають амфолітами.
Для характеристики багатьох електролітів у водних розчинах можна використовувати поняття кислоти та основи, дані Арреніусом:
*кислота електроліт, дисоціюючий у розчинах з утворенням гідроген-іонів Н+;
*основа електроліт, дисоціюючий у розчинах з утворенням гідроксид-іонів ОН-;
*амфоліт електроліт, дисоціюючий у розчинах з утворенням як гідроген-іонів Н+, так і гідроксид-іонів ОН-.
Але ця теорія недосконала. Обмеженість можна проілюструвати таким чином.
1. Молекула NH3 не містить іона ОН-, а молекула СО2 іона Н+, однак у водних розчинах перша проявляє властивості основи, а друга кислоти.
2. Безводний хлороводень, який складається тільки з молекул, реагує з безводними основами.
3. Більшість електролітів, що містять гідроген, в одному розчиннику дисоціюють як кислоти, а в іншому як основи. Наприклад. СН3СООН у воді слабка кислота:
СН3СООН - СН3СОО- +Н+
А в рідкому фтороводні основа:
HF + СН3СООН -СН3СООН2+ + F-