| 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
-
, SO4
2-
, PO4
3-
).
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 ∑(сі
zі
2
),
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 zi
2
√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. СН3
СООН у воді – слабка кислота:
СН3
СООН ↔ СН3
СОО-
+Н+
А в рідкому фтороводні – основа:
HF + СН3
СООН ↔СН3
СООН2
+
+ F-
|
