Сильні електроліти
Сильні електроліти на відміну слабких електролітів у розведених, а й у розчинах значної концентрації містяться лише як іонів.
Закономірності, виведені для слабких електролітів, що неспроможні застосовуватися без відповідних поправок до сильних електролітів.
П. Дебай та Г. Хюккель припустили, що основною причиною різкої відмінності у поведінці сильних та слабких електролітів є наявність у розчинах сильних електролітів міжіонних взаємодій. Іони, що знаходяться в розчині, хоча і відокремлені один від одного молекулами розчинника, все ж таки відчувають слабке тяжіння. Чим вище концентрація, тим ближчі іони розташовуються один до одного. Внаслідок цього кожен іон виявляється оточеним «атмосферою» іонів протилежного знака, що дещо обмежує свободу його руху.
Посилення взаємного тяжіння іонів, викликане збільшенням концентрації, призводить до зміни властивостей у тому напрямі, як діяло б часткове з'єднання іонів у молекули, тобто. зменшення ступеня дисоціації. Тому підвищення концентрації розчину навіть за повної дисоціації електроліту впливає властивості розчину аналогічно тому, якби при цьому зменшилася ступінь дисоціації електроліту.
Отже, визначаючи ступінь дисоціації для не дуже розведених розчинів сильних електролітів, знаходять не істинну, а так звану здається ступінь дисоціації, тобто. величину із поправками на міжіонні сили взаємодії. Чим вище концентрація розчину, тим сильнішою буде взаємодія різноіменно заряджених іонів між собою, тим меншим буде і здається ступінь дисоціації, хоча насправді молекули сильних електролітів дисоційовані повністю.
Кількісні розрахункихарактеристик розчинів сильних електролітів здійснюються з введенням величини, званої активністюa:
під активністю електроліту розуміють ефективну концентрацію дисоційованої частини електроліту в розчині з урахуванням міжіонної взаємодії, відповідно до якої він бере участь у різних процесах.
Активність пов'язана із справжньою концентрацією розчиненої речовини співвідношенням
,
деa – активність електроліту, моль/л;С – його концентрація, моль/л;f - коефіцієнт активності (величина безрозмірна).
Коефіцієнт активностіf виражає відхилення розчину з концентрацієюС від поведінки розчину при нескінченному розведенні, тобто. без міжіонних взаємодій.
П. Дебаєм та Г. Хюккелем було розроблено метод розрахункуf. Для бінарного електроліту в граничній формі, що відноситься до розбавлених водних розчинів при 298 К, рівняння має вигляд
,
деz - заряд іона (в одиницях електроліту), для якого розраховується коефіцієнт активностіf ;I –іонна сила розчину, взята з урахуванням усіх речовин, присутніх у розчині та схильних до дисоціації.
Іонна силаI розраховується як напівсума концентрацій усіх іонів, помножених на квадрат їхнього заряду:
.
Ці рівняння є математичним виразом граничного закону Дебая-Хюккеля, який може бути сформульований таким чином:
У розведених розчинах сильних електролітів з однаковою іонною силою коефіцієнти активності катіонів та аніонів однакової зарядності дорівнюють незалежно від їхньої хімічної природи.
Лабораторна робота
Досвід 1
Іонні рівноваги в розчинах слабких кислот на прикладі оцтової кислоти.
Налийте в дві пробірки по 5 мл розчину оцтової кислоти і додайте в кожну по 2-3 краплі розчину оранжевого метилового. Зверніть увагу на фарбування обох розчинів. Потім в одну із пробірок додайте сухої солі CH3COONa, перемішайте до повного розчинення та спостерігайте зміну забарвлення. Поясніть, що відбувається. Напишіть відповідні іонні рівняння реакцій.
Досвід 2
Налийте в пробірку 1-2 мл розчину сульфату алюмінію. По краплях доливайте до нього розчин натрію гідроксиду до утворення осаду Al(OH)3. Розчин з осадом розлийте у дві пробірки: до однієї з них додайте надлишок розчину лугу, до іншого – кислоти. Що спостерігається? Складіть рівняння реакцій, що протікають у пробірках. Поясніть розчинення амфотерних гідроксидів у лугах та кислотах.
Питання :
1. Що розуміється під електролітичною дисоціацією речовин у розчинах?
2. Які речовини відносяться до електролітів та неелектролітів?
3. Викладіть основні тези теорії електролітичної дисоціації.
4. Поясніть процес електролітичної дисоціації у воді речовин із іонним типом зв'язку.
5. Як відбувається електролітична дисоціація у воді речовин із ковалентним типом зв'язку?
6. Що називається ступенем дисоціації? Які чинники впливають на рівень дисоціації?
7. Що називається константою дисоціації? Які електроліти зазнають у розчинах ступінчастої дисоціації? Напишіть вирази констант дисоціації H2S та Н2СО3 по першому та другому щаблях. Від яких чинників залежить константа дисоціації?
8. Який взаємозв'язок існує між ступенем та константою дисоціації слабких електролітів? Сформулюйте закон розведенняОствальда.
9. Наведіть приклади потужних електролітів. Чому для сильних електролітів застосовують поняття «ступінь дисоціації, що здається»?
10. Що розуміємо під коефіцієнтом активності?
11. Що розуміється під активністю електроліту?
12. Що називають іонною силою розчину? Закон Дебая-Хюккеля. Формула Дебая-Хюккеля. Обчисліть іонну силу 0,01 молярного розчину солі Na3PO4.
13. Роль електролітів у процесах життєдіяльності.
Література
1. Загальна хімія. Біофізична хімія. Хімія біогенних елементів. Навч. для мед. спец. вузів/Ю.А. Єршов, В.А. Попков, А.С. Берлянд та ін. Під ред. Ю.А. Єршова. - М.: Вищ. шк., 2007.
2. Практикум із загальної хімії. Біофізична хімія. Хімія біогенних елементів: навч. Посібник для студентів мед. спец. вузів/Ю.А. Єршов, А.М. Кононов, С.А. Пузаков та ін; за ред. Ю.А. Єршова, В.А. Попкова. - М.: Вищ. шк., 2007
Заняття № 2