Ионная сила раствора равна полусумме произведения концентрации иона на квадрат его заряда.

4.2

Теория электролитической диссоциации Аррейнуса

Положения:

1) Все электролиты в растворе диссоциируют на ионы.

2) Степень диссоциации определяется величиной α, которая показывает долю молекул, распавшихся на ионы. (количественной характеристикой является k_{диссоц.}).

3) Образовавшиеся ионы не взаимодействуют друг с другом (не учитывает межионное взаимодействие)

Достоинства теоремы Арейнуса:

1) Эта теория позволила разработать теоремы кислот и оснований

2) Позволила объяснить ступенчатый процесс диссоциации многоосновных кислот и оснований

3) Позволила объяснить процесс гидролиза солей

4) Позволила объяснить постоянство теплоты нейтрализации сильной кислоты и сильного основания.

Недостатки теоремы:

1) Не учитывает межионное взаимодействие

2) Не объясняет причины диссоциации

Современная теория растворов электролитов объясняет причину диссоциации взаимодействием растворителя с электролитом.

1) Na⁺ Cl^- + H₂O→ Na⁺ Cl^-

2) → Na⁺ Cl^-

+ - - диполе

К Na⁺ отрицательными концами, а к Cl^- положительными.

Теория Арейнуса в полной мере применима для растворов слабых электролитов.

4.1

Исходя из степени диссоциации все электролиты делятся на две группы:

1. Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты.

2. Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот, основания p-, d-, и f-элементов.

Между этими двумя группами четкой границы нет, одно и то же вещество может в одном растворителе проявлять свойства сильного электролита, а в другом — слабого.

4.3

Изотонический коэффициент i вводится у сильных элетролитов, который показывает во сколько раз число частиц в растворе электролита больше числа частиц в растворе неэлектролита.

i=1+α(n-1)

α «альфа» - степень диссоциации, взятая в долях (α=55%=0,55)

n – число ионов, на которые диссоциирует электролит.

К₂SO₄=2K⁺ + SO₃^-

i=1+α(3-1)

i=1+2α

i=1+2*0,55

i=2,1

4.4

Эта теория была разработана в 1923г. Учеными Дебай и Гюккель.

Положения:

1) Все сильные электролиты в растворе полностью диссоциируют на ионы. Однако, эти ионы не свободны, а каждый положительный ион окружен ионной атмосферой из отрицательных ионов, а отрицательный ион окружен ионной атмосферой из положительных ионов.

Поэтому данные авторы в отличие от теории Арейнуса учитывают межионное взаимодействие.

2) При наложении электрического поля центральный ион движется в одну сторону, а ион атмосферы в другую, это вызывает взаимное уменьшение скорости движения ионов. Возникает эффект электрофоретического торможения.

3) При увеличении концентрации раствора увеличивается плотность ионной атмосферы, следовательно, уменьшается скорость движения ионов и уменьшается электропроводность.

Для сильных электролитов вместо концентрации используют понятие активности.

a = f*c

f – коэффициент активности

c - концентрация

lg f = - 0,5/Ζ₊ * Z_- |√J| - уравнение Дебая-Гюккеля

J – ионная сила раствора

J = ½ ∑ С_i * Z_i²

С_i – концентрация иона

Z_i – заряд иона

Ионная сила раствора равна полусумме произведения концентрации иона на квадрат его заряда.

Теория Дебая-Гюккеля: сильные электролиты в противоположность слабым полностью ионизированы в водных растворах.

4.7

Жидкости и ткани организмов содержат значительное количество электролитов, поэтому относятся к проводникам II рода. Наиболее распространенными в живых организмах являются катионы Na⁺, K⁺, Mg²⁺, Ca²⁺ и анионы Cl^-, HCO₃^-, H₂PO₄^-, SO₄^2-. Исключительно важную роль в живых организмах играют ионы и, которые оказывают влияние на ход биологических реакций. Содержание ионов в различных тканях и жидкостях неодинаково, что обуславливает и неодинаковую электропроводность. Так, легочная, жировая и костная ткани, сердце, печень обладают малой электропроводностью, кровь, лимфа, спинномозговая жидкость, подкожная клетчатка – большой.

Под действием постоянного тока происходит перераспределение ионов в тканях, при этом под катодом наблюдается увеличение концентрации одновалентных ионов (H⁺, Na⁺, K⁺), а под анодом – двухвалентных (Mg²⁺, Ca²⁺). Одновалентные ионы разрыхляют клеточные оболочки, повышают их проницаемость, что облегчает ввод лекарственных препаратов. Двухвалентные ионы уплотняют мембраны клеток, что приводит к понижению их возбудимости. Это используется для обезболивания при лечении радикулита, остеохондроза и др. Перемена полюсов постоянного тока ведет к обратному перераспределению ионов, что повышает обмен веществ и благоприятствует уменьшению воспалительных процессов, рассасыванию рубцов.

4.9

Электропроводность растворов – это способность веществ проводить электрический ток.

3 типа электропроводности:

1)удельная электропроводность – это электропроводность раствора, помещенная между электродами на расстоянии 1 м

Из закона Ома:

R = p*l/S

R – сопротивление

l – расстояние между электродами

S – площадь электрода

р – удельное сопротивление

Выразим р:

p=RS/l

Удельная электропроводность (χ) – это величина обратная удельному сопротивлению.

(χ)=1/p=1/RS [м/Oм*м²]→[Ом^-1*м^-1]→[См*м^-1] См «сименс»

Факторы, от которых зависит удельная электропроводность:

1) от природы растворителя (чем больше диэлектрическая проницаемость (эпсилон), тем больше удельная электропроводность.

2) от t (чем больше t, тем больше электропроводность)

3) от вязкости растворителя (чем больше вязкость, тем меньше электропроводность)

4) от концентрации раствора (эта зависимость изображается графически)

Сначала с увеличением концентрации электропроводность возрастает, так как увеличивается число ионов в растворе. Затем с увеличением концентрации электропроводность уменьшается.

2)Молярная электропроводность «лямда» – электропроводность раствора, помещённого между электродами на расстояние 1м и содержащего 1 моль растворённого вещества.

Не измеряется, а рассчитывается на основании удельной.

Факторы, от которых зависит молярная электропроводность:

1) от природы растворителя

2) от температуры

3) от концентрации раствора

4) от природы электролита

3) эквивалентная электропроводность – электропроводность раствора, содержащего один грамм-эквивалент электролита, помещенного между электродами, стоящими один от другого на расстоянии 1 см.

Эквивалентная электропроводность зависит от тех же факторов, что и удельная.

4.10,13,14

Молярная электропроводность растет с увеличением разбавления раствора, достигая максимального значения при бесконечном разбавлении (λ_∞). Величина λ_∞ по закону Кольрауша равна сумме подвижностей катиона (λ_к) и аниона (λ_а):

λ_∞ = λ_к + λ_а

Подвижность ионов связана с абсолютными скоростями движения ионов (U):

λ_к = F*U_к

λ_а = F*U_a

Под абсолютной скоростью движения ионов понимают скорость их движения при градиенте напряженности поля 1 В/м. Сравнение абсолютных скоростей движения различных ионов или их подвижностей показало, что они зависят от заряда и радиуса иона. При этом было установлено также увеличение скорости движения ионов одинакового заряда с ростом кристаллографического радиуса Li⁺<Na⁺<K⁺<Rb⁺<Cs⁺, что объясняется гидратированием ионов в водных растворах, причем ионы меньшего радиуса гидратируются в большей степени.

Закон Кольрауша:

Дата добавления: 2015-07-25