Розчини електролітів
РЕФЕРАТ
із дисципліни
«Фізколоїдна хімія»
на тему:
«Розчини
електролітів»
Виконала:
Матюпатенко Марина
Розчини мають величезне значення у природі,
промисловості, медицині. Рослини засвоюють речовини у вигляді розчинів.
Засвоєння їжі пов’язане з переводом поживних речовин у розчин. Усі природні
води є розчинами. Розчинами є найважливіші фізіологічні рідини – плазма, кров,
спинномозкова рідина, лімфа. Більшість хімічних реакцій відбувається у
розчинах.
Отже, розчини – це гомогенні
(однорідні) системи, що складаються з двох і більше компонентів і продуктів їх
взаємодії.
За агрегатним станом розчини
бувають рідкі, тверді і газоподібні. Прикладом рідких розчинів можуть бути
розчини солей у воді, прикладом твердих – сплав нікелю й міді (з яких
виготовляють монети) або сплав срібла й золота, прикладом газоподібних – суміші
газів, повітря. Найбільше значення мають рідкі, а особливо – водні, розчини.
Будь-який розчин складається з
розчинених речовин і розчинника, хоч ці поняття до певної міри умовні.
Наприклад, залежно від співвідношення кількостей спирту й води ця система може
бути розчином спирту у воді або води у спирті. Як правило, розчинником вважають
той компонент, який у розчині знаходиться у тому ж агрегатному стані, що й до
розчинення.
Розчини речовин з молярною масою
менше 5000 г/моль називають розчинами низькомолекулярних сполук (НМС), а
розчини речовин з молярною масою понад 5000 г/моль – розчинами
високомолекулярних сполук (ВМС).
За наявністю або відсутністю
електролітичної дисоціації розчини НМС діляться на розчини електролітів і
неелектролітів.
Речовини, що розпадаються на іони
в розчинах або розплавах і тому проводять електричний струм – електроліти (до
них належать кислоти, основи і майже усі солі). Речовини, які за таких самих
умов не розпадаються на іони і електричний струм не проводять – неелектроліти
(до них належать більшість органічних сполук, а також речовини, в молекулах
яких є тільки ковалентні неполярні або мало полярні зв’язки).
Розчини можуть бути насиченими, ненасиченими і
пересиченими. Насиченим називається розчин, який перебуває у динамічній
рівновазі з надлишком розчиненої речовини. У насиченому розчині за даної
температури міститься максимально можлива кількість розчиненої речовини. У ненасиченому
розчині міститься менше речовини, а в пересиченому – більше, ніж у насиченому.
Пересичені розчини досить нестійкі. Легке струшування посудини або добавляння в
розчин кристала солі викликає випадання в осад надлишку розчиненої речовини.
Розчини НМС – електролітів і неелектролітів –
називають істиними на відміну від колоїдних розчинів. Істині розчини
характеризуються гомогенністю складу й відсутністю поверхні розподілу між
розчиненою речовиною й розчинником. Розмір розчинених часток – іонів і молекул
– менше як 10-9 м.
Важливою характеристикою будь-якого розчину є
його концентрація. Цією величиною визначається більшість властивостей розчинів.
Теорія електролітичної дисоціації
Еелектролітична дисоціація – це розпад електролітів на іони під час
розчинення їх у воді.
1. Електроліти під час розчинення у воді розпадаються (дисоціюють) на
іони – позитивні і негативні.
Іони перебувають у стійкіших електронних станах, ніж атоми. Вони можуть
складатися з одного атома – прості іони (Na+, Mg2+, Al3+)
або з кількох атомів – складні іони (NO3-, SO42-,
PO43-).
Сама назва “іон” – у перекладі з грецької означає “мандрівний”. У розчині
іони безладно переміщуються (“мандрують”) у різних напрямках.
2. Під дією електричного струму іони набувають напрямленого руху:
позитивно заряджені іони переміщуються до катода, негативно заряджені – до
анода.. Тому перші називаються катіонами, а другі – аніонами.
3. Дисоціація – оборотний процес: паралельно з розщепленням молекул на
іони (дисоціація) відбувається процес сполучення іонів (асоціація).
Теорія розчинів сильних електролітів Дебая і Хюккеля
У водних розчинах сильні
електроліти практично повністю дисоційовані. І на відміну від розчинів слабких
електролітів їх розчини містять значно більше число іонів. В не дуже
розбавлених розчинах відстань між іонами мала. Це приводить до сильної
міжіонної взаємодії. Внаслідок біля кожного іона знаходяться переважно іони
протилежного знаку: утворюються іонні пари Kt+An-,
триплети Kt+An-Kt+ або An-Kt+An-
і “іонні атмосфери”. Як наслідок, виникає ефект зменшення числа іонів, що
приймають участь у хімічних процесах.
При руханні іонів під дією електричного поля іон даного знака рухається
до протилежно зарядженого електрода, а оточуюча його атмосфера гальмує рух і
зменшує рухливість іона. Чим більша концентрація розчину, тим більше
проявляється гальмівна дія “іонної атмосфери”. Крім того, рух іонів гальмується
також сольватними оболонками. При розведенні розчину вплив “іонної атмосфери”
зменшується, а при безкінечному розведенні зникає, адже іони практично не
взаємодіють між собою.
Таким чином, можна вважати, що в усіх процесах у розчинах електролітів
приймають участь лише “активні іони”, тобто іони, які не приймають участі в
даний момент в між іонних взаємодіях. У зв’язку з цим для оцінки
концентраційних ефектів у розчинах сильних електролітів вводиться величина, яка
називається активністю α:
Під активністю електроліта Х розуміють ефективну концентрацію, у
відповідності до якої він приймає участь у різних процесах.
Активність зв’язана з істиною концентрацією розчиненої речовини
співвідношенням:
α (Х) = f (Х)*с (Х),
де α (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 = ½ ∑(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 zi2√I,
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 зв’язкам групи Е – О – Н.
Як відомо, полярність і міцність зв’язків залежить від різниці
електронегативностей елементів, розміру й ефективного заряда атомів. Якщо
енергія розрива зв’язку О – Н значно менше енергії розрива зв’язку Е – О, то
дисоціація відбувається по кислотному типу. Якшо ж навпаки, енергія розрива
зв’язку О – Н значно більше енергії розрива енергії зв’язку Е – О, то
дисоціація протікає по основному типу.
При співставимій міцності зв’язків 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: