Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь FAQ Написать работу КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Активность. Коэффициент активности электролитовСодержание книги
Похожие статьи вашей тематики
Поиск на нашем сайте
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 + R ∙ T ∙ lg 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: 2Н2О ® 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.
|
||||
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.) |