Реферат: Розчини електролітів

І = ½ ∑(с_і z_і ² ),

де І – іонна сила розчину; с_і – молярні концентрації іонів; z_і – 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 f_i = - 0,5 z_i ² √I,

де f_i – коефіцієнт активності іона, а z_i – 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^-