15. Закон действующих масс в растворах электролитов. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации.

Влияние концентрации на скорость химической реакции выражается законом действующих масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна концентрации реагирующих веществ. Вещества, которые растворяются в воде с образованием растворов, проводящих электрический ток, называются электролитами.

Электролитическая диссоциация- распад веществ на ионы.

Степень диссоциации (a) равна отношению распавшихся на ионы молекул(n) к общему числу молекул (N)электролита, введëнных в раствор.

a = (n/N) • 100%

Степень диссоциации электролитов зависит от концентрации растворов с уменьшением концентрации она растет.

a = i - 1/([n - 1)

Сильный электролит представляет собой раствор/растворенное вещество, которое полностью или почти полностью ионизируется или диссоциирует в растворе. Эти ионы являются хорошими проводниками электрического тока в растворе.

а > 30%

Слабые электролиты — раствор/растворëнное вещество, которое диссоциирует не полностью (уменьшается с ростом концентрации).

3 < а < 30

16. Теория сильных электролитов. Активность. Коэффициент активности. Ионная сила растворов. Связь ионной силы раствора с коэффициентом активности.

Эта теория была создана в 1923 г Дебаем и Хюккелем. Поскольку в растворе сильные электролиты практически полностью диссоциируют на ионы, постольку в растворе резко увеличивается концентрация частиц (ионов),  расстояние между ними резко снижается и усиливается кулоновское взаимодействие между ионами.

Кулоновским взаимодействием пренебречь нельзя, что делала теория Аррениуса. Поэтому законы, выведенные для слабых электролитов, оказались не действительны для сильных электролитов. Вследствие этого было введено понятие АКТИВНОСТИ.

Активность – это действительная концентрация, которая может быть равна концентрации в разбавленных растворах, а в концентрированных - может изменяться в большую или меньшую сторону.

Активность связана с концентрацией уравнением:

a   f  C,

где f – коэффициент активности изменяется в зависимости от концентрации.

При f = 1, а = С (в разбавленных растворах).

то правильно записать

В этом уравнении принимает участие не концентрация вещества, а его активность. Существует параметр, позволяющий определить коэффициент активности, который называют ионной силой раствора (Z) :

Физический смысл ионной силы раствора: она характеризует суммарную величину электрического поля, образованного всеми ионами раствора, на произвольно выбранный ион в этом растворе.

Ионная сила раствора позволяет определить коэффициент активности.

Исходя из методов Дебая, коэффициент активности не зависит от природы ионов, т.к. в этих уравнениях используется заряд ионов и ионная сила, связанная с концентрацией. Таким образом, эти уравнения не учитывают природу ионов.

17. Протолитические равновесия. Кислоты, основания, амфолиты по Бренстеду.

Протолитические равновесия, т. е. реакции, связанные с переносом протона (реакции нейтрализации, гидролиза и диссоциации).

Определение Бренстеда — Лоури. Данная система представлений характеризует кислоты вещества, высвобождающие протоны (доноры протонов), а основания — как вещества, способные соединяться с протонами (акцепторы протонов). Из этого следует, что реакция нейтрализации сводится к переносу протонов от кислоты к основанию. Такая взаимосвязь между кислотами и основаниями может быть выражена уравнениями, сумма которых представляет собой реакцию нейтрализации

А 1↔В1+ Н +

к о п

В 2 + Н + ↔ А2

о п к

А 1 + B2 ↔ А2 + В1

к о к о

Таким образом, реакция нейтрализации может рассматриваться как процесс, в котором осуществляется конкуренция за обладание протоном.

СНзСООН ↔ Н + +СНзСОО -

Из представлений Бренстеда — Лоури следует, что вода, как и другие вещества, способные не только отдавать, но и принимать к себе протоны, обладает амфотерными свойствами.

Согласно представлениям Бренстеда — Лоури сила кислоты определяется константой кислотности Ка. Исходя из равновесия: HA↔Н + + А -

К а=С(Н + )*С(А - )/С(НА)

Для осуществления этого равновесия в растворе необходимо присутствие акцептора протона, благодаря которому осуществляется переход протона от кислоты к основанию:

НА + В - ↔ НВ + А -

к о к о

Реакции данного типа называются протолитическими, количественная сторона которых характеризуется константой равновесия (константой протолиза):

К п = С(НВ)С(А - )/С(В - )С(НА)

Значения К для НА и НВ можно определить следующим путем:

К 1= С(Н + )*С(А - )/С(НА), К2 = С(Н + )*С(B - )/С(НB)

Тогда Кп = К 1/К2

Сила основания определяется константой основности Кb, которая соответствует равновесию

ВОН↔В + +ОН -

К b=С(OН - )*С(B + )/С(BOН)

При протолитическом равновесии образуются кислотно-основные пары. Согласно протонной теории, гидролиз, реакции ионизации и нейтрализации не рассматриваются как особое явление, а считаются обычным переходом протонов от кислоты к основанию.

+Реакции гидролиза, нейтрализации и ионизации являются частными случаями протолитических равновесий и называются реакциями протолиза. Равновесия, установившиеся в растворах между кислотами и сопряженными основаниями, называются протолитическими.

Многие гидроанионы, например HCO3-, являются в водном растворе амфолитами:

Приведем примеры записи уравнений гидролиза солей, включающих анион-амфолит:

(1) Na2HPO4= 2 Na+ + HPO42-