Свойства растворов электролитов.

Многие химические и все биологические системы представляют собой растворы, содержащие различные ионы, которые образуются в результате диссоциации или ионизации веществ. Устойчивость биомакромолекул и скорость биохимических реакций зависят от природы и концентрации присутствующих в системе ионов.

С точки зрения классической теории электролитической диссоциации, сформулированной в 1887г. Аррениусом:

электролиты - это вещества, растворы которых обладают электропроводностью.

Способность электролита распадаться на ионы характеризуется степенью диссоциации. Степень диссоциации показывает отношение числа молекул распавшихся на ионы к общему числу диссоциированных и не диссоциированных молекул электролита.

a=n/(n+N) (доли единицы или %).

Степень диссоциации зависит от:

ü природы растворенного вещества или растворителя;

ü температуры;

ü концентрации раствора.

Чем выше концентрация электролита в растворе, тем ниже степень диссоциации, т.к. при этом возрастает вероятность обратного процесса взаимодействия ионов с образованием молекул.

Степень диссоциации принимает значения от 0 до 1 (100%) и по ее величине различают следующие классы электролитов:

1. Слабые электролиты, характеризуются величиной степени диссоциации a<=0,03 (3%) (H₂S, H₂CO₃,CH₃COOH и др. орг. к-ты, HN₄OH, HNO₂)

2. Электролиты средней силы, характеризуются 0,03<a<=0,3 (H₃PO₄, H₂SO₃, H₂C₂O₄).

3. Сильные электролиты - a>30%, a®100% (HCl, H₂SO₄, HNO₃, NaOH, KOH, Ca(OH)₂ и все хорошо растворимые соли)

Процесс диссоциации является обратимым равновесным процессом, поэтому количественно может быть оценен величиной константы диссоциации, определённой законом действующих масс. Константа диссоциации равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов диссоциации к равновесным концентрациям недиссоциированных молекул электролита:

КА«К⁺+А^-

К_д=([K⁺][A^-])/[KA]

Это уравнение показывает, что чем выше константа диссоциации, тем сильнее диссоциация электролита.

Константа диссоциации зависит от: природы растворенного вещества и растворителя, а также от температуры; не зависит от концентрации электролита в растворе.

Природа электролита определяет состояние ионов в растворе. В растворах слабых электролитов концентрация ионов не велика, расстояние между ионами большое, поэтому силами межионного взаимодействия можно пренебречь. В растворах сильных электролитов распад молекул на ионы осуществляется на 100%, поэтому каждый ион в растворе окружен плотной атмосферой противоионов и в этом случае силы межионного взаимодействия влияют на состояние иона в растворе.

KCl«K⁺+Cl^-.

(рисунок)

При наложении внешнего электрического поля центральный ион движется к одному электролиту, а ионная атмосфера к другому. При этом ионы взаимно тормозят движение друг друга. Кроме того, каждый ион покрыт плотной сольватной оболочкой молекул растворителя, которая ещё больше препятствует движению ионов. Т.о., чем больше концентрация раствора, тем плотнее ионная атмосфера, и тем медленнее движется ион. В результате создается впечатление, что в растворе находится меньше ионов, чем на самом деле, при этом снижается электропроводимость раствора, и, определяемая по величине электропроводности, степень диссоциации оказывается меньше 100%. Такую степень диссоциации называют «кажущейся».

Для оценки концентрационных эффектов в растворах электролитов в 1907г. американский ученый Льюис ввел представление об активности ионов a(x).

Активная концентрация - a (x) - эффективная концентрация ионов в растворе с учетом сил межионного взаимодействия.

a(x)=f(x)·c(x), где:

c(х) - молярная концентрация иона в растворе, [моль·дм^-3];

a(х) – активная концентрация ионов в растворе, [моль·дм^-3];

f(x) - коэффициент активности, характеризует отношение свойств раствора электролита данной концентрации от свойств бесконечно разбавленного раствора этого же электролита, т.е. это мера отличия реального раствора от идеального, принимает значение от 0 до 1.

Пусть:

ü f(x)<1 => a(x)<c(x), т.е. движение иона стеснено силами межионного взаимодействия. В этом случае во всех расчетах необходимо использовать меньшую по величине активность иона

ü f(x)=1 => a(x)=c(x), т.е. движение иона не стеснено силами межионного взаимодействия, что наблюдается в бесконечно разбавленном растворе с концентрациейпорядка 10^-4 моль·дм^-3.