Хора от електролити
Според способността на веществата да се разлагат или да не се разлагат в стопилка или разтвор на катиони и аниони се разграничават електролити и неелектролити.
Електролитите са вещества, които претърпяват електролитна дисоциация, в резултат на което техните стопи или разтвори провеждат електрически ток.
Електролитите включват всички соли, както и киселинни, основни и амфотерни хидроксиди.
Електролитният разтвор е смес от молекули на разтворителя и солватирани (йони на разтворителя, заобиколени от подходящо ориентирани диполи на разтворителя) молекули и йони на разтворителя.Относителният брой молекули, разградени на йони, който характеризира степента на дисоциация на електролита α, зависи от природата на разтворителя, природата и концентрацията на електролита, температурата, налягането и наличието на други електролити в разтвора.
Процесът на разпадане на полярно вещество в разтвор на йони се нарича електролитна дисоциация(йонна - йонизация). Според способността за електролитна дисоциация електролитите обикновено се делят на силни и слаби. Силните електролити обикновено включват вещества, които са почти напълно дисоциирани на йони в разтвор. Слабите електролити са вещества, чиято степен на дисоциация е ниска. Концепцията застепента на дисоциация на електролитα като стойност, равна на съотношението на броя на разпадналите се (дисоциирани) молекули Ndiss към общия брой молекули N0 на електролита, α = Ndiss ⁄ No, е въведена отАрениус- създателят на първата количественатеория на разтворитеелектролити.Теория на електролитдисоциацията и базираната на нея класификация на киселини и основи са напълно приложимисамо за водни разтвори.
Процесът на електролитна дисоциация в резултат на солватацията е обратим, т.е. заедно с равенството на молекулите на разтвореното вещество, те се образуват от йони:
Кm Аn mК Z1+ + nА Z2- където Кm Аn – електролитна молекула; K Z1+ - катион; И Z2- е анион; Z1 и Z2 са съответно зарядът на аниона и катиона; n и m са стехиометрични коефициенти. Равновесието между йони и електролитни молекули се подчинява на закона за действието на масите. Следователно, важна характеристика на процеса на дисоциация еконстантата на дисоциация(константа на йонизация) Кd (С), изчислена от равновесните концентрации на молекули и йони: Кd (С) = [К Z1+ ] m [А Z2- ] n ⁄ [К mАn] , където [К Z1+ ], [А Z2- ] са равновесните моларни концентрации на катиони и ан. йони, съответно; [K mAn] - равновесна моларна концентрация на недисоциирани електролитни молекули.
Равновесната константа на процеса на дисоциация обикновено се обозначава с Ka в случай на слаби киселини и Kb за слаби основи.
Пример за дисоциация на слаба основа (амониев хидроксид) NH4OH NH4 + + OH -
Многоосновните киселини и многоосновните основи се дисоциират на стъпки.
Константата на дисоциация характеризира процеса на дисоциация на даден електролит в даден разтворител, но не зависи от концентрацията на електролита и при постоянна температура Kd (C) = const. Очевидно степента на дисоциация α е толкова по-голяма, колкото по-ниска е концентрацията, т.е. толкова по-разреден е разтворът.
В състояние на равновесие концентрациите на K Z+ катиони и A Z- аниони ще бъдат равни на [K Z+] = [A Z-] = α С, а концентрацията на недисоциирани молекули [KA] = (С – αС) = С ( 1- α), замествайки тези изрази в уравнението за константата на дисоциацияполучаваме:
1- α -този израз описвазакона на Оствалд за разреждане (разреждане) за слаби електролити. В случай, че степента на дисоциация на електролита α 2 C.
От закона за разреждане на Оствалд следва, че степента на дисоциация намалява с увеличаване на концентрацията на слаб електролит.
24. Закон на Раул за електролитни разтвори. Коефициент на дисоциация (i) и връзката му със степента на дисоциация. Елементи на съвременната теория за силните електролити (теория на Дебай-Хюкел). Йонна сила, активност и коефициент на активност.
Намаляването на налягането на парите на разтворителя над разтвора се определя главно от броя на разтворените частици. Въпреки това, броят на разтворените частици в електролитните разтвори, за разлика от неелектролитните разтвори, се определя не само от концентрацията на разтвора, но и от степента на електролитна дисоциация, тъй като всички или част от електролитните молекули в разтвора се разлагат на йони. Прилагайкизакона на Раулт към електролитни разтвориВан'т Хоф въвежда корекционен фактор i в уравнението за осмотично налягане P = C R T.
Коефициентът i отчита увеличаването на броя на частиците в разтвора в резултат на електролитна дисоциация: ∆ р ⁄р 0 i = i Х2 (Р = i С R Т).
Коефициентът на дисоциация i показва колко пъти броят на частиците в електролитен разтвор е по-голям от броя на частиците в неелектролитен разтвор със същата концентрация, (за неелектролитни разтвори i=1 и за електролитни разтвори i>1). При дисоциацията на оцетната киселина броят на образуваните йони n=2.
Броят на йоните в 1 литър разтвор Nion \u003d nСNA,
И броят на недисоциираните молекули на разтвореното вещество Nnediss \u003d (1-) СNA,
Където = Ndis ⁄N0 е степента на електролитна дисоциация (N0 = Ndiss + Nnediss), c е моларнатаконцентрация на разтвора (mol⁄ l).
По този начин, коефициентът на дисоциация i е свързан със степента на дисоциацияна електролита чрез съотношението:= (i - 1) ⁄ (n-1)и, следователно, степента на дисоциация на електролита може да се определи чрез относителната промяна в налягането на парите на разтворителя над разтвор на известна концентрация.
Разтворите на силни електролити показват характеристики в поведението, които не съответстват на пълното им разпадане на йони. Така реалната концентрация на йони се оказва много по-малка от концентрацията, посочена при приготвянето на разтвора. Видимата (определена експериментално) степен на дисоциация на силни електролити, в съответствие с експерименталните данни, е по-малка от 1 дори в разредени разтвори. Това се дължи на факта, че в електролитните разтвори има известна степен на ред във взаимното подреждане на йони, причинено от електростатичното взаимодействие на катиони и аниони. На малки разстояния от всеки йон са разположени предимно йони с противоположен знак; Около всеки йон в разтвора се създава йонна атмосфера.
По този начин за процесите на дисоциация и химичните реакции, протичащи в разтвори с участието на силни електролити, както и в концентрирани разтвори на слаби електролити, е невъзможно да се изчислят константите на равновесие въз основа на концентрациите на свободни йони, които не се срещат в реални системи. В допълнение, различните степени на солватация на веществата, участващи в реакцията, променят скоростта на правата и обратната реакция по различни начини, което също води до зависимостта на равновесната константа от общото съдържание на йони в разтвора. Следователно, за да се опишат свойствата на реални разтвори, както и на други реални системи, се използва методът на активността на Люис, при който, за да се вземат предвид междуйонните и междумолекулните взаимодействиявъвежда концепцията за ефективна концентрация илиактивност. Заместването на активността вместо на концентрацията в термодинамични съотношения, валидни за идеалните разтвори, прави възможно прилагането им за описание на всякакви системи.Активносттана електролита отразява общо всички ефекти от взаимодействието на йони помежду си и с молекулите на разтворителя: = Сm, където Сm е моларната концентрация на електролита;- коефициент на активност, който може да се разглежда като мярка за разликата в поведението на електролита в даден разтвор и в разтвор, който се приема за идеален. За идеални разтвори g \u003d 1. Безкрайно разредените разтвори се доближават до идеалните по своите свойства, поради което в такива разтвори се приема g1.
Коефициентите на активност и следователно самите активности се определят експериментално чрез измерване на различни свойства на разтвора, например налягането на парите на разтворителя, температурата на кипене или кристализация на разтвора и др.
Електростатичната теория на силните електролити, разработена в трудовете на Debye и Hueckel, дава възможност да се изчисли средният коефициент на активност на g -силен бинарен електролит в разредени разтвори. Силата на електростатичното взаимодействие на йони с тяхната среда (йонна атмосфера) се определя от плътността на заряда в тази среда, а плътността на заряда от своя страна зависи от това колко йона има в единица обем на разтвора, т.е. върху тяхната концентрация и какъв заряд носят тези йони. Мярката за това взаимодействие ейонната силана разтвор I, изчислена по формулата: I = 0,5 Сm,ii 2