Розчини електролітів

БОЛЬШАЯ ЛЕНИНГРАДСКАЯ БИБЛИОТЕКА - РЕФЕРАТЫ - Розчини електролітів

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.

Для пояснення особливостей водних розчинів електролітів шведський учений С. Арреніус у 1887 р. запропонував теорію електролітичної дисоціації. Сучасний зміст цієї теорій можна звести до трьох положень:

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,

де fi – коефіцієнт активності іона, а zi – його заряд.

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:

HF + СН3СООН ↔СН3СООН2+ + F-