Мы поможем в написании ваших работ!



ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Активность. Коэффициент активности электролитов

Поиск

В растворах электролитов наблюдаются, как правило, более значительные отклонения от идеальных растворов, чем в растворах неэлектролитов той же концентрации. Это отклонение объясняется электростатическим взаимодействием между ионами: притяжением ионов с зарядами разных знаков и отталкиванием ионов с одинаковым зарядом. В растворах слабых электролитов силы электростатического взаимодействия между ионами меньше по сравнению с растворами сильных электролитов той же концентрации. Это объясняется лишь частичной диссоциацией слабых электролитов. В растворах сильных электролитов (даже в сильно разбавленных растворах) электростатическое взаимодействие между ионами велико, и к ним нельзя относиться как к идеальным растворам, а следует рассматривать их как реальные (неидеальные) растворы и использовать метод активности.

Активностью называется величина, подстановка которой в уравнения, описывающие идеальный раствор, делает их пригодными для расчета неидеальных растворов.

Рассмотрим сильный электролит, он полностью диссоциирует на ионы:

An+Bn- → n+An+ + n-Bn-.

a a+ a -

Напишем константу диссоциации: .

Для сильных электролитов К = 1, a = 100%, тогда a = a+n+∙ a-n- (16)

В связи с тем, что опытным путем невозможно определить «a + «и «a -», то вводится понятие средняя ионная активность электролита как среднее геометрическое из активности катиона и аниона:

a(+-)= (a+n+∙ a-n-)1/n : (17)

n = n+ + n-,

где «n» - сумма зарядов катиона и аниона.

Таким образом, активность можно выразить в двух видах: «а» и «а( + -)»,

где a - моляльная активность, моль/1000 г воды,

a (+-) - средняя ионная активность.

Моляльная активность определяется независимо от диссоциации электролита, она характеризует электролит в целом, не разделяя его на положительно и отрицательно заряженные ионы. Средняя ионная активность, в отличие от моляльной, учитывает диссоциацию электролита на катионы и анионы.

Моляльную активность можно определить с помощью методов криоскопии, эбулиоскопии, осмотического давления, давления пара растворителя над раствором. Ионную и среднюю ионную активность можно только рассчитать.

Активности катиона и аниона рассчитываются по формулам:

a+ = f+∙ m+, a- = f-∙ m- ,

где m+ , m- - моляльные концентрации катиона и аниона,

f +, f- - ионные коэффициенты активности катиона и аниона.

Моляльные концентрации катиона и аниона, соответственно, рассчитываются по формулам:

m+ = f+ ∙m, m- = f- ∙m.

где m - общая моляльность электролита,

Средний коэффициент активности электролита (f(+-)) представляет собой среднее геометрическое из коэффициентов активности катиона и аниона:

f(+-)= (f(+-)n+∙f(+-)n-)1/n . (18)

Средняя концентрация ионов электролита (m (+-)) представляет собой среднее геометрическое из концентраций катиона и аниона:

m(+-)= (m(+-)n+∙m(+-)n-)1/n. (19)

Рассчитав таким образом среднюю концентрацию ионов электролита, рассчитывают среднеионную активность:

a(+-)=f(+-)∙ m(+ -). (20)

Для бинарного электролита типа NaCl, KBr, HCl:

n+ = n- = 1, n(+-) = (11∙11)1/2 = 1,

m(+-)=n(+-) ∙ m = m. (21)

Вывод: средняя моляльность ионов 1,1 – валентного электролита равна моляльности раствора.

Для бинарных электролитов типа CuSO4, MgSO4 и т.д.:

n+ = n- = 1, n(+-) = (12∙12)1/4 = 1,

m(+-) = m × n(+-), m(+-) = m× n(+-). (22)

Вывод тот же: средняя моляльность ионов 2,2 – валентного электролита равна моляльности раствора.

А для электролита типа Fe2 (SO4)3:

n(+-) = (22∙33)1/5 = 2,55, m(+-) = 2,55m.

В этом случае m(+-) ¹ m, т.е. средняя моляльность ионов электролита не равна моляльности раствора.

Физический смысл коэффициента активности: коэффициент активности характеризует работу переноса 1 моль вещества из реальной среды в идеальную.

Для доказательства этого воспользуемся уравнением химического потенциала:

m = m0 + R∙T∙ lg a. (23)

Активность определяется по уравнению a = f ∙C, подставляем это уравнение в уравнение (23) и получаем:

m = m0 + R∙T∙ lg C + R∙T∙ lg f.

Обозначая часть уравнения как: mид = m0 + R∙T∙ lg С, (24)

тогда: m = mид + RTlg f. (25)

Отсюда следует: . (26)

Коэффициент активности характеризует силы взаимодействия в условиях равновесия. У всех электролитов коэффициент активности для бесконечно разбавленных растворов равен f = 1, так как ионы удалены друг от друга на большие расстояния и силы взаимодействия между ними отсутствуют.

По мере увеличения концентрации ионы сближаются, возникают силы взаимодействия (притяжения), f уменьшается, а при определенных концентрациях наряду с силами притяжения начинают действовать силы отталкивания, в этом случае f начинает увеличиваться и, если fпритяж= fотталкив, то в какой-то момент f = 1.

ВЫВОД: в более концентрированных растворах силы отталкивания преобладают над силами притяжения, чем и объясняется, что f > 1.

Теория кислот и оснований

Теория электролитической диссоциации позволила впервые дать строгое определение понятий кислота и основание. К сильным электролитам относятся кислоты, основания и соли, поэтому актуальным становится вопрос об их определении. Понятия «кислота» и «основание» имеют свою длинную историю и до настоящего времени нет вполне исчерпывающего определения им. Первым дал определение кислоты и основания С. Аррениус.

В результате теории Аррениуса одним из ее первых достижений стало определение кислоты и основания. Возьмем ряд кислот и напишем для них уравнения диссоциации:

HCl = H+ + Cl-,

H2SO4 = 2H+ + SO42-,

H3PO4 = H+ + Н2PO4-.

Кислотой называется электролит, который в водном растворе образует только катион водорода (H+) и не дает никаких других положительно заряженных ионов:

NaOH = Na+ + OH-,

Ba(OH)2 = Ba2+ + 2(OH)-,

Al(OH)3 = Al3+ + 3(OH)-.

Основанием называется электролит, который в водном растворе образует только анионы гидроксила (ОН-) и не дает никаких других отрицательно заряженных ионов.

Недостатком теории стало то, что данные понятия применимы только к водным растворам, в других растворителях они становятся непригодными. Так, например, аммиак растворяется в воде и в соляной кислоте. При растворении аммиака в воде образуется слабое основание:

NH3 + H2O ® NH4OH → NH4+ + OH-.

А при растворении аммиака в соляной кислоте, образуется соль – сильный электролит:

NH3 + НCl ® NH4Cl ® NH4+ + Cl-.

И даже всем известная азотная кислота (HNO3) в воде ведет себя, как кислота, а в растворе смеси плавиковой (HF) и серной кислот (H2SO4) она ведет себя как основание:

HNO3 + HF ® [NO3H2+ ∙F-],

HNO3 + H2SO4 ® [NO3H2+ ∙ H2SO4-].

Однако, кислотно-основные свойства могут проявляться веществами в условиях, когда существование ионов не предполагается. Например, кислоты взаимодействуют с металлами в органических средах, в которых диссоциация кислоты не имеет места. Также ряд других свойств неводных, а отчасти и водных растворов, не могут быть объяснены с позиции теории электролитической диссоциации.

В настоящее время установлено, что в растворе невозможно существование свободного несольватированного иона водорода. Так, в воде всегда имеет место равновесие:

2О ® Н3О+ + ОН-,

с образованием иона гидроксония Н3О+. В общем виде в результате сольватации протона образуются ионы лиония (этоксония С2Н5ОН2+, аммония NН4+, ацетония СН3СООН2+). Существование лиония, определяющего кислотные свойства раствора, также не находит объяснения в теории Аррениуса. Со временем подобных фактов накопилось много, поэтому возникла необходимость создания новой теории.

Протонная теория кислот и оснований была выдвинута в 1923 Дж. Бренстедом, Т. Лоури и Н. Бьерумом. Они предложили рассматривать кислоты и основания с позиции участия их в процессе передачи протона, аналогичного передаче электрона в окислительно-восстановительных реакциях.

Кислотами называются вещества, способные отдавать протон.

Основаниями называются вещества, способные принимать протон.

Сущность кислотно - основного взаимодействия по Бренстеду заключается в следующем: кислотно-основное взаимодействие рассматриваются подобно окислительно-восстановительным реакциям, протекающим по схеме:

ox1 + red1 =® ox2 + red2,

ox1 + e ® red2,

red1 - e ® ox2.

Для пары «кислота – основание» эти уравнения будут иметь вид:

кисл1 + осн1 ® кисл2 + осн2,

кисл1 - H+ ® осн,

осн1 + Н+® кисл2 .

Например:

HCl + H2O ® Cl- + H3O+

кисл1 осн1 осн2 кисл2

H2SO4 + H2O ® HSO4- + H3O+

кисл1 осн1 осн2 кисл2

CO2 + H2O ® HCO3- + H+

кисл1 + осн1 ® осн2 + кисл2

Многие вещества согласно этой теории могут играть роль и кислот и оснований, то есть проявлять амфотерные свойства, например:

NH3 + H2O ® NH4+ + OH-

кисл1 + осн1 ® осн2 + кисл2

HCl + NH3 ® NH4+ + Cl-

кисл1 + осн1 ® кисл2 + осн2

В зависимости от того, какая тенденция (к присоединению или отдаче) водорода превалирует у данного растворителя, он может влиять на ионизацию кислоты.

Однако, теория Дж. Бренстеда в том виде, в котором она была предложена, не учитывала влияние растворителей на кислотно-основное равновесие. На самом деле сила кислоты и основания во многом зависит от природы растворителя.

Согласно электронной теории Льюиса и М. И. Усановича, кислотой называется акцептор электронов, а основанием - донор электронов. Т. е. Льюис в основу понятий «кислота» и «основание» положил электронный механизм, вплотную приблизив реакции кислотно - основного взаимодействия к реакциям окисления – восстановления.

Согласно взглядам М. И. Усановича: кислота – это вещество, способное присоединять к себе катион, в том числе электрон:

2Na + Cl2 ® 2NaCl → 2Na+ + 2Cl-

Cl + le ® Cl-

В этом случае молекула Cl2 является кислотой.

Основание - это вещество, которое способно присоединять к себе анион, в том числе электрон:

Na – le ® Na+.

Na является основанием.

Н. А. Измайлов предложил рассматривать вещество как кислоту или как основание только в зависимости от функций, которые оно выполняет в кислотно-основном процессе в данной среде. Кислотой называется вещество, содержащее водород и участвующее в кислотно-основном взаимодействии в качестве донора протона. Основанием называется вещество, участвующее в кислотно-основном взаимодействии в качестве акцептора протонов. Собрав все сведения по понятиям «кислота» и «основание», Н. А. Измайлов выдвинул сольватную теорию диссоциации кислот и оснований, согласно которой кислоты и основания взаимодействуют с растворителем, образуя сольватные оболочки.



Поделиться:


Последнее изменение этой страницы: 2016-08-16; просмотров: 1238; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 18.119.107.159 (0.009 с.)