La electroliții puternici sunt asemenea acizi. cum ar fi H2S04. HNO3. HCI, acizi halogenați (cu excepția HF), HMnO4. H2 Cr207. HClO3. HCIO4; bazele sunt hidroxizi ai metalelor alcaline și alcalino-pământoase, de exemplu, NaOH, RbOH, Ba (OH) 2. și practic toate sărurile.
Conform teoriei de electroliți puternici, Debye - Huckel (. 1923), iar Onsager (1927), moleculele de electroliți puternici disociază complet în ioni în soluții apoase. Gradul real de disociere nu depinde de concentrarea soluției.
KOH + aq → K + aq + OH - aq - o bază puternică (alcalină);
Proprietățile soluțiilor de electroliți puternici depind în mod esențial de gradul de interacțiune al componentelor soluției între ele și de moleculele polare ale solventului.
Pentru a simplifica calculele legate de multiplele complexe procese de interacțiuni ionice în soluțiile de electroliți puternici, P. Debyam și E. Hückel au introdus conceptul de atmosferă ionică. Fiecare ion în soluție este înconjurat de ioni ai semnului opus și molecule de apă. Compoziția atmosferei ionice se schimbă în mod constant ca urmare a mișcării termice, deci acest concept este statistic.
Proprietățile soluțiilor reale ale electroliților puternici sunt influențate în mod semnificativ de interacțiunea electrostatică dintre ioni. Pentru a ține seama de toate interacțiunile care au loc în sistemul dat, nu ar trebui să se utilizeze concentrațiile de C, ci "concentrațiile efective" sau activitățile. precum și "gradul aparent de disociere", al cărui rol este coeficientul de activitate. Acești parametri sunt legați de concentrație prin relația (11).
Coeficientul de activitate depinde de concentrația tuturor ionilor prezenți în soluție. Cu cât concentrația soluției este mai mică, cu atât interacțiunea interioară este mai slabă în ea, cu atât mai mare este valoarea g la unitate.
În soluții foarte diluate, se poate presupune că
Pentru soluțiile concentrate, trebuie luat în considerare coeficientul de activitate.
Se determină fie experimental, fie calculat în funcție de regula tăriei ionice. conform căruia coeficienții de activitate ai ionilor aceluiași semn în soluții cu aceeași putere ionică J sunt egali în mărime.
Soluția ionică este definită ca jumătate de sumă a produșilor concentrațiilor tuturor ionilor pe pătrat din încărcăturile lor:
unde Ci este concentrația molară a componentei i a soluției;
Zi este sarcina ionului componentului i al soluției.
Teoria electroliților puternici conduce la următoarea relație între coeficienții medii de activitate ai ionilor electroliți și puterea ionică a soluției:
unde z +, z- sunt acuzațiile de cationi și anioni; J este puterea ionică a soluției; A este un coeficient care depinde de permitivitate și de temperatură.
Pentru soluții apoase la 25 ° C
De exemplu, în soluție de acid azotic 0,001 M, rezistența ionică
În consecință, coeficientul de activitate al ionilor H + este:
Coeficienții de activitate ai ionilor H + și N03 - în acest caz sunt egali.
Factorii de activitate g pentru ioni, în funcție de concentrația ionică sau concentrația soluției, sunt prezentate în literatura de specialitate.
În tabel. 9 prezintă valori aproximative pentru principalele tipuri de ioni în soluții apoase la diferite concentrații ionice J.
Valori aproximative ale coeficienților de activitate
ioni în soluții apoase, în funcție de rezistența ionică la 25 ° C
Sarcina 2.1. Se calculează concentrația ionică a soluției care conține BaCl2 0,01 mol / l și NaOH 0,02 mol / l. Determinați activitatea ionilor de Ba 2+. Cl -. Na2 + și OH - în această soluție.
Soluția conține 2 electroliți puternici care se descompun complet în ioni conform următoarelor ecuații de disociere:
BaCl2 → Ba2 + + 2C1 -
Conform ecuațiilor de disociere, concentrațiile de ioni sunt:
Ba2 + - 0,01 mol / l; Cl - de 2 ori mai mult, adică 0,02 mol / l; Na + - 0,02 mol / l; OH - 0,02 mol / l.
Rezistența ionică a acestei soluții este:
J = 0,5 Ci Ci Zi2 = 0,5 (0,01 # 8729; 2 2 + 0,02 # 8729; 12 + 0,02 # 8729; 12 + 0,02 # 8729; = 0,05.
Coeficienții de activitate pentru puterea ionică J = 0,05 pot fi găsiți din regula de rezistență ionică din Tabelul. 4:
Cunoscând concentrațiile și coeficienții activității ionice, le calculam activitatea în această soluție:
Electroliții slabi sunt:
- multe baze, de exemplu, NH4OH, Mg (OH) 2. Be (OH) 2. Al (OH) 3. inclusiv hidroxizi ai d-metalelor de tranziție și f-metale - Fe (OH) 3. Cu (OH) 2. La (OH) 3, etc;
- hidroanioni sau anioni ai acidului, de exemplu, HCr04-; H2 PO4 -;
- cationi de bază, de exemplu (CuOH) +. (FeOH) 2+; Ti (OH) 2+;
- particule complexe (ioni și molecule).
electroliții slabi în soluție tolkochastichno disociază în ioni, deci conține hidratat ca molecule și ioni dizolvați sunt hidratate, raportul dintre care este determinată de gradul de disociere. Disocierea electroliților slabi - procesul este reversibil și respectă legea care acționează în masă.
Disocierea unui electrolit slab binar este cantitativ:
KtAn # 8644; Kt + + An -
sunt caracterizate de constanta de echilibru a procesului, numita constanta de disociere electrolitica (Kdis.). Conform legii maselor acte:
unde sunt concentrațiile de echilibru ale cationilor, anionilor și moleculelor de electroliți slabi, respectiv.
Conform ecuației de disociere, concentrațiile de echilibru ale cationilor și anionilor = C și concentrația moleculelor de electroliți rămase în starea nedisociată este:
= C - # 8729; C = C # 8729; (1). (20)
Înlocuind valorile concentrațiilor de echilibru (20) în ecuația (19), obținem:
Ecuația (21) a fost derivată de Ostwald și a fost numită legea Ostwald. În cazul în care <<1, то уравнение упрощается:
Kdis - caracteristica termodinamică a unui electrolit slab, depinde numai de natura electrolitului, de natura solventului și de temperatura electrolitului, dar nu depinde de concentrația soluției. Caracterizează capacitatea unui electrolit slab de a se descompune în ioni: cu atât este mai mare valoarea lui Kdis. mai mult, electrolitul disociază. Valorile Cdis pentru mulți electroliți sunt date în cărțile de referință.
În tabel. 10 și 11 sunt valorile lui Kdis. unii electroliți slabi.
Constantele de disociere ale acizilor la 298 K
Constanta de disociere a unui electrolit binar este legata de gradul de disociere prin raportul cunoscut drept legea de diluare a lui Ostwald:
unde V = 1 / C este diluția. sau diluarea soluției.
Această ecuație exprimă dependența gradului de disociere de concentrația soluției. Rezultă că gradul de disociere scade cu creșterea concentrației de electroliți și crește cu diluție și este valabil numai pentru electroliții slab diluați.
Conform principiului Le Chatelier, introducerea în soluție a unui electrolit slab de ioni asemănători reduce gradul de disociere. Pe măsură ce concentrația unuia dintre ioni scade, disocierea unui electrolit slab crește. Gradul de disociere și constanta de disociere cresc cu încălzirea.
Valoarea lui Kdis servește ca un criteriu pentru separarea electroliților în puternic și slab:
pentru electroliți puternici Kdis ³ 10 -2;
pentru electroliții slabi ai lui Kdis <10 -2 .
Dacă molecula unui electrolit slab constă din mai mult de doi ioni, atunci electrolitul disociază treptat și fiecare etapă este caracterizată de constanta de disociere, de exemplu:
Printre electroliți există acelea care sunt puternice în timpul disocierii în prima etapă (Kdis I> 10-2), dar în etapele ulterioare de disociere ele se manifestă ca fiind slabe (Kdis. <10 -2 ), например:
Exemple de reacții de disociere a electroliților slabi
Disocierea electroliților slabi este descrisă folosind schema de echilibru pas cu pas. Reacțiile de disociere în soluțiile diluate de acizi și baze slabe sunt date mai jos.
Exemplul 2.4. Disocierea electrolitică a electroliților slabi - acizi.