Сильные электролиты. Активность

 

Сильные электролиты в отличие от слабых электролитов не только в разбавленных, но и в растворах значительной концентрации содержатся только в виде ионов.

Закономерности, выведенные для слабых электролитов, не могут применяться без соответствующих поправок к сильным электролитам.

П. Дебай и Г. Хюккель предположили, что основной причиной резкого различия в поведении сильных и слабых электролитов является наличие в растворах сильных электролитов межионных взаимодействий. Ионы, находящиеся в растворе, хотя и отделены друг от друга молекулами растворителя, все же испытывают слабое притяжение. Чем выше концентрация, тем ближе ионы располагаются друг к другу. В результате этого каждый ион оказывается окруженным «атмосферой» ионов противоположного знака, что несколько ограничивает свободу его движения.

Усиление взаимного притяжения ионов, вызываемое увеличением концентрации, приводит к изменению свойств в том же направлении, как действовало бы частичное соединение ионов в молекулы, т.е. уменьшение степени диссоциации. Поэтому повышение концентрации раствора даже при полной диссоциации электролита влияет на свойства раствора аналогично тому, как если бы при этом уменьшилась степень диссоциации электролита.

Следовательно, определяя степень диссоциации для не очень разбавленных растворов сильных электролитов, находят не истинную, а так называемую кажущуюся степень диссоциации, т.е. величину с поправками на межионные силы взаимодействия. Чем выше концентрация раствора, тем сильнее будет взаимодействие разноименно заряженных ионов между собой, тем меньше будет и кажущаяся степень диссоциации, хотя на самом деле молекулы сильных электролитов диссоциированны полностью.

Количественные расчеты характеристик растворов сильных электролитов осуществляются с введением величины, называемой активностью a:

под активностью электролита понимают эффективную концентрацию диссоциированной части электролита в растворе с учетом межионного взаимодействия, в соответствии с которой он участвует в различных процессах.

Активность связана с истинной концентрацией растворенного вещества соотношением

,

где a – активность электролита, моль/л; С – его концентрация, моль/л; f – коэффициент активности (величина безразмерная).

Коэффициент активности f выражает отклонение раствора с концентрацией С от поведения раствора при бесконечном разведении, т.е. в отсутствии межионных взаимодействий.

П. Дебаем и Г. Хюккелем был разработан метод расчета f. Для бинарного электролита в предельной форме, относящейся к разбавленным водным растворам при 298 К, уравнение имеет вид

,

где z – заряд иона (в единицах электролита), для которого рассчитывается коэффициент активности f; I – ионная сила раствора, взятая с учетом всех веществ, присутствующих в растворе и подверженных диссоциации.

Ионная сила I рассчитывается как полусумма концентраций всех ионов, умноженных на квадрат их заряда:

.

Эти уравнения являются математическим выражением предельного закона Дебая-Хюккеля, который может быть сформулирован следующим образом:

В разбавленных растворах сильных электролитов с одинаковой ионной силой коэффициенты активности катионов и анионов одинаковой зарядности равны независимо от их химической природы.

Лабораторная работа

 

Опыт 1

 

Ионные равновесия в растворах слабых кислот на примере уксусной кислоты.

Налейте в две пробирки по 5 мл раствора уксусной кислоты и прибавьте в каждую по 2-3 капли раствора метилового оранжевого. Обратите внимание на окраску обоих растворов. Затем в одну из пробирок добавьте сухой соли CH₃COONa, перемешайте до полного растворения и наблюдайте изменение окраски. Объясните, что при этом происходит. Напишите соответствующие ионные уравнения реакций.

 

Опыт 2

 

Амфотерные электролиты

Налейте в пробирку 1-2 мл раствора алюминия сульфата. По каплям приливайте к нему раствор натрия гидроксида до образования осадка Al(OH)₃. Раствор с осадком разлейте в две пробирки: в одну из них прибавьте избыток раствора щелочи, в другую – кислоты. Что наблюдается? Составьте уравнения протекающих в пробирках реакций. Объясните растворение амфотерных гидроксидов в щелочах и кислотах.

 

Вопросы:

 

1. Что понимается под электролитической диссоциацией веществ в растворах?

2. Какие вещества относятся к электролитам и неэлектролитам?

3. Изложите основные положения теории электролитической диссоциации.

4. Объясните процесс электролитической диссоциации в воде веществ с ионным типом связи.

5. Как происходит электролитическая диссоциация в воде веществ с ковалентным типом связи?

6. Что называется степенью диссоциации? Какие факторы влияют на степень диссоциации?

7. Что называется константой диссоциации? Какие электролиты подвергаются в растворах ступенчатой диссоциации? Напишите выражения констант диссоциации H₂S и Н₂СО₃ по первой и второй ступеням. От каких факторов зависит константа диссоциации?

8. Какая взаимосвязь существует между степенью и константой диссоциации слабых электролитов? Сформулируйте закон разведения Оствальда.

9. Приведите примеры сильных электролитов. Почему для сильных электролитов применяют понятие «кажущаяся степень диссоциации»?

10. Что понимается под коэффициентом активности?

11. Что понимается под активностью электролита?

12. Что называют ионной силой раствора? Закон Дебая-Хюккеля. Формула Дебая-Хюккеля. Вычислите ионную силу 0,01 молярного раствора соли Na₃PO₄.

13. Роль электролитов в процессах жизнедеятельности.

Литература

 

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учеб. для мед. спец. вузов / Ю.А. Ершов, В.А. Попков, А.С. Берлянд и др. Под ред. Ю.А. Ершова. – М.: Высш. шк., 2007.

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: учеб. Пособие для студентов мед. спец. вузов / Ю.А. Ершов, А.М. Кононов, С.А. Пузаков и др.; под ред. Ю.А. Ершова, В.А. Попкова. – М.: Высш. шк., 2007

Занятие № 2