Megoldások az erős elektrolitok
Anyagok, amelyek oldatban (vagy olvadék) teljes egészében vagy részben az ionok nevezzük elektrolitok.
Elektrolit oldatok képesek vezeti az elektromos áramot.
Tegyünk különbséget az erős és gyenge elektrolitok. Erős elektrolitok - olyan anyagok, amelyek, ha oldott szinte teljesen disszociál ionokra.
A koncepció a „erős elektrolit” relatív. Leírja nemcsak az oldott anyag, hanem a vékonyabb. Például, hidrogén-kloridot, feloldjuk vízben, - egy erős elektrolit, és hidrogén-klorid, vízmentes ecetsavban -weak elektrolit.
Kísérleti és elméleti indokolja a létezését szabad ionok adta a svéd tudós Arrhenius C. Azonban anyagok disszociáció mechanizmus még nem tárt fel műveiben. Jelentős mértékben hozzájárul a fejlesztési disszociációs elmélet elektrolitichekoy bevezetett russkio I.A.Kablukov tudós, aki megállapította, hogy az oka az összeomlás a oldott anyagok ionokra van való kölcsönhatásuk molekulák szolvatációs oldószer.
Az ok elektrolitos disszociáció az elektrolitok vizes oldatok hidratálást.
Például, NaCl + (a + b) H2 O = Na + · Ah2 O + Cl - · BH2 O
A hidratált ionok képződnek hidratálást.
Abban az esetben, gyenge hidratációs jellemző a kis-felelős ionok, a nagy sugarú, csak azokat az ionokat tájolja a dipólusok víz, száma orientált vízmolekulák folyamatosan változnak, a víz dipólusok van egy rövid élettartama a hidratációs héj. Például, az élettartama a vízmolekulák a hidrát burok Br - ravno10 -11, és Na + - 10 -9 s.
A többszörös töltésű kationokat kis sugarú jellemző erős hidratálás és nyilvánul kialakulásának két hidratációs héj. Orientációja víz az elsődleges válik egy kémiai kötés (képződés akvakationov).
Az élettartama a vízmolekulák az elsődleges lehet több órán keresztül. Például, Cr 3+ az élettartama molekulák az elsődleges hidratációs héj 42 órán át.
Mivel az elektrosztatikus kölcsönhatást oldatban bármilyen koncentrációban közel a kation előnyösen anionokat és anion közelében - kationok. A kölcsönös elrendezése ionok ellenkező előjelű, mint hogy mindegyikük körül egy ionos hangulatát a ellentétes töltésű ionok.
A változás oldat koncentrációja változik szerkezete ionos atmoszférában és reakciókészség iona.S növekvő koncentráció alakul ki az elektrosztatikus erők kötődését az ionok, és a reaktivitás az ionok kevésbé, mint a koncentráció.
A tömeghatás törvénye nem veszi figyelembe a kölcsönhatás az ionok megoldások erős elektrolitok megsértik a törvényt. Az általános elmélet olyan megoldásokat, amelyek lehetővé tennék az elméletben, hogy figyelembe vegyék mindenféle belső kölcsönhatások oldatok bármilyen koncentrációban, még nem állapították meg. Ezért a javaslat az amerikai fizikai kémikus G.Lyuisa szempontjából a tömeghatás törvénye koncentrációjú helyébe tevékenységét. A aktivitását molekulák vagy ionok - az a hatékony koncentrációja őket megfelelően, amelyben a molekulák vagy ionok manifesztálódnak kémiai és fizikai folyamatok.
Activity értékek olyannak kell lennie, hogy amikor a helyettesítés tartottuk érvényességét a tömeghatás törvénye.
Az egyensúlyi reakció esetében aA + bB = cC + dD
Cseréje után aktivitás-koncentráció egyensúlyi állandói a következők:
A a molekula aktivitását vagy ion, és a termék a annak koncentrációja és aktivitási együttható C f. a = fC.
Ion aktivitást együtthatók függ I. nevezett ionerősség és kiszámított a következő egyenlet szerint
Ci - koncentrációja az ion az osztály, és zi - felelős a ion.
Az ionerősség veszi figyelembe azt a hatást az elektrosztatikus vsehionov oldatban. Azt a méretei koncentrációban és oldatok erős elektrolitok egyszeresen számszerűen egyenlő vele.
A híg oldatok (I<0,1M)коэффициенты активности ионов меньше единицы и уменьшаются с ростом ионной силы.
A nagyon híg oldatok (I ≤ 0,01M) aktivitását együtthatók az egyes ionok lehet becsülni a közelítő egyenlet Debye-Hückel
lgfi = # 9472; 0,509zi 2 √ I.
És növekvő koncentrációban ionaktivitás együtthatók kezdenek természetétől függ az ionok, majd a teljes készítmény. Nagyon koncentrált oldatok (I> 1 M) aktivitását együtthatói ionok nagyobb lehet, mint egység. Ennek egyik oka az a jelenség abban a tényben rejlik, hogy nagyon magas koncentrációban befolyásolja kiszáradás, ion felszabadítja a hidratálást héj és aktivitását újra növekszik.
Ezért érdemes használni az adott referenciaadat hogy megtalálják a tevékenység együtthatók.
A részecskék között az oldószer és az oldott anyag olyan erők, amelyek részben az elektrosztatikus részben kémiai természete, ami rétegfolyadékokkal.
Elektrosztatikus kölcsönhatások közé tartozik a Coulomb kölcsönhatás az ionok; ion-dipólus és dipólus-dipólus kölcsönhatás poláris molekulái; van de Waals közötti kölcsönhatás bármely részecskék jelen az oldatban.
A kémiai erők közé tartozik a hidrogénkötés és ion-dipól kölcsönhatás.
Hidrogén összeerősítés fordul elő a molekulák között, amelyekben hidrogénatomok kapcsolódnak egy erősen elektronegatív elemeket: fluor, oxigén és nitrogén. Egy ilyen kapcsolat jellemző molekulák hidrogén-fluorid, víz, ammónia, karbonsavakat, alkoholokat, aminosavakat és a szénhidrátok. Ion-dipól kölcsönhatás - az elektrosztatikus kölcsönhatást egy töltésű ion-molekula poláris oldószerben. Az elektromos mező az ion-molekula orientált erre vonatkozó miatt a vonzereje ellentétes töltések ion és az egyik pólusa a dipólus.
Reagáltatva egy nagy dipólus-ion oldószerben egy kis díjat, például K + vagy Cl -. a rendszer energiája csökken enyhén (20-60kDzh / mol). Polar oldószer-molekula tehát deformált nem túl erős, és a kémiai kötés ebben az esetben nem merül fel. Ha az ion kicsi, és egy többszörös töltés (Ca 2+, Al 3+). az energia a ion-dipólus rendszerben csökken 80-800kDzh / mol. Ahol az oldószer-molekula van deformálva annyira, hogy az elektronok nagyrészt távolodjon el, hogy az ion és a kémiai kötést képez.
Ion-dipól kölcsönhatás nyilvánul meg feloldjuk az elektrolitot poláris oldószerekben, mint például oldott sók, savak és bázisok víz, folyékony ammónia, alkoholok és más, erősen poláros oldószerek.
A fizikai erők közé tartozik a Van der Waals-erők (dipól-dipól kölcsönhatás, az indukció és diszperzió).
Gyenge elektrolitok - ez elektron Debye- amely disszociál ionokra oldatban hiányosan.
A tulajdonságai oldatok gyenge elektrolitok nagymértékben tulajdonítható fenti egyensúlyok között fennálló a fel nem disszociált molekulák és ionok által alkotott részleges disszociációs molekul.Reaktsii disszociációja gyenge elektrolitok leírja a tömeghatás törvénye és amelyet egy konstans és disszociációs mértéke.
Szerint az Arrhenius elmélete elektrolitos disszociáció, például vizes ecetsavban hasad-acetát ionokat és hidrogén-ionokat:
Expression a tömeghatás törvénye a reakciót ecetsav disszociációs:
K - egyensúlyi állandó, amely az úgynevezett a disszociációs állandó, vagy ionizációs állandója a disszociációs reakció; [CH3 COO -], [H +] és [CH3COOH] - egyensúlyi koncentrációja acetát ion, hidrogén ionok és molekulák ecetsav.
De Arrhenius elmélet figyelmen kívül hagyja a befolyása az oldószer, és nem lehet, különösen, elképzelni a létezését a kation H + oldatban, mint egy proton mentes elektron héj kisebb, mint a másik ionok és nagyon mobil.
Sok oldószerek képesek átvinni protonok a megfelelő protonok akceptorok, vagy csatolja egy oldószer-molekula.
Ez lehetővé teszi, Protolytic elmélet N.Brensteda és T. Lowry.
Ezen elmélet szerint egy olyan anyag, amely képes protont, az úgynevezett savak és anyagok. figyelembe proton - bázisok.
Savak és bázisok lehetnek egyaránt semleges molekulák és ionok.
Egyes anyagok lehetnek a donor és a protont megköti. Az ilyen anyagok az úgynevezett amfolitokat. Például, a H2 O, HCO3 -. [Al (H2 O) 5 OH] 2+.
Váltvaforgató reakciók proton transzfer savat a bázis a ON nevezett sav-bázis fele reakciót. A reakció a sav és a bázis - küzd egy proton két alap között:
sav 1 bázis 2-2 bázis 1
Acid, és úgy találja, hogy a visszahúzó protonok alkotják a bázist konjugált párt.
Ebben az egyenletben, akkor be van kapcsolva és A -. LN2 + és LH.
Példák protolytic egyensúlyok:
sav 1 osnovanie2 kislota2 bázist 1