Теория растворов электролитов.

Оглавление

Введение
Теория электролитической диссоциации
Теория сильных электролитов
Сольватация и комплексообразование
Заключение
Список литературы

Теория растворов электролитов.

2. Под действием электрического тока ионы приобретают направлен­ное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрица­тель­но заряженные - к аноду. Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами.
3. Диссоциация – обратимый процесс, так как параллельно с распадом молекул на ионы протекает процесс соединения ионов (ассоциация).
Классическая теория электролитической диссоциации основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой степенью диссоциации α, т. е. долей распавшихся молекул электролита. Динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается законом действующих масс. Например, электролитическая диссоциация бинарного электролита КА выражается уравнением типа КА ↔ К+ + А–.
Константа диссоциации Кд определяется активностями катионов аК+, анионов аА– и недиссоциированных молекул аКА следующим образом: Кд=аК+аА– / аКА
Значение Кд зависит от природы растворённого вещества и растворителя, а также от температуры и может быть определено несколькими экспериментальными методами. Степень диссоциации (α) может быть рассчитана при любой концентрации электролита с помощью соотношения: Кд= α2 с f± / 1 — α, где f± — средний коэффициент активности электролита.
Аррениус нашел формулу для определения степени электролитической диссоциации. Тем самым он превратил чисто качественную гипотезу в количественную теорию, которая могла быть проверена экспериментально.
Теория электролитической диссоциации впоследствии была усовершенствована благодаря работам, прежде всего, Н. Бьеррума, П. Дебая и Э. Хюккеля. Они развили высказанные ранее И. Ван Лааром представления, что необычное поведение сильных электролитов можно объяснить действием кулоновских сил.
В настоящее время в связи с развитием исследований неводных растворов доказано3, что сильные и слабые электролиты являются двумя состояниями химических элементов (электролитов) в зависимости от природы растворителя. В одном растворителе данный электролит может быть сильным электролитом, в другом – слабым.
Теория сильных электролитов
Классическая теория электролитической диссоциации применима лишь к разбавленным растворам слабых электролитов. Сильные электролиты в разбавленных растворах диссоциированы практически полностью, поэтому представления о равновесии между ионами и недиссоциированными молекулами лишено смысла. Согласно представлениям, выдвинутым в 20—30-х гг. 20 в. В. К. Семенченко, Н. Бьеррумом, Р. М. Фуоссом и др., в растворах сильных электролитов при средних и высоких концентрациях образуются ионные пары и более сложные агрегаты. Современные спектроскопические данные показывают, что ионная пара состоит из двух ионов противоположного знака, находящихся в контакте («контактная ионная пара») или разделённых одной или несколькими молекулами растворителя («разделённая ионная пара»). Ионные пары электрически нейтральны и не принимают участия в переносе электричества. В сравнительно разбавленных растворах сильных электролитов равновесие между отдельными сольватированными ионами и ионными парами может быть приближённо охарактеризовано, аналогично классической теории электролитической диссоциации, константой диссоциации (или обратной величиной — константой ассоциации).
Теория Дебая-Хюккеля – статистическая теория разбавленных растворов сильных электролитов, позволяющая рассчитать коэффициент активности ионов. Она основывается на предположении о полной диссоциации электролита на ионы, которые распределены в растворителе, рассматриваемом как непрерывная среда. Каждый ион действием своего электрического заряда поляризует окружение и образует вокруг себя некоторое преобладание ионов противоположного знака - так называемую ионную атмосферу. В отсутствие внешнего электрического поля ионная атмосфера имеет сферическую симметрию и ее заряд равен по величине и противоположен по знаку заряду создающего ее центрального иона.
Сольватация и комплексообразование
Процесс растворения веществ, в том числе и электролитов, сопровождается сольватацией. Это явление сложное и включает сумму энергетических и структурных изменений в системе растворяемое вещество - растворитель с образованием раствора определенного состава. С сольватацией связывают следующие виды взаимодействий в растворах: ион - растворитель, растворитель - растворитель, ион - ион. Первый из перечисленных видов, то есть взаимодействие иона с молекулами растворителя, приводит к образованию сольватированного иона. Если молекулы растворителя обладают неподеленными электронными парами, то при взаимодействии с ионами металлов, как правило имеющих пустые орбитали в валентном электронном слое, происходит донорно-акцепторное взаимодействие. В этом случае процесс сольватации по существу идентичен процессу комплексообразования. Поэтому К.П. Мищенко ввел в химию понятия "координационная гидратация" и "координационная сольватация"4.
Таким образом, внутренняя координационная сфера сольвато­комплексов в терминах, используемых в теории растворов, является первой сольватной оболочкой. Кроме нее существуют вторая оболочка, третья и т.д. С позиции координационной химии это легко понять, поскольку сольватокомплексы в растворах также сольватированы, как и простые катионы. Для солей доминирующий вклад в энтальпию сольватации отводят ион-дипольному взаимодействию. Это относится как к катиону, так и к аниону. Если ион металла способен вступать в донорно-акцепторное взаимодействие с молекулами растворителя, то данное обстоятельство сильно сказывается на энтальпии сольватации. Особенно существенным это должно быть для ионов переходных металлов, которые обладают большой склонностью к комплексообразованию5.
Заключение