Substanțele care sunt în soluție (sau se topesc) constau în întregime sau parțial de ioni se numesc electroliti.
Soluții electroliti au capacitatea de a conduce un curent electric.
Distinge între electroliți puternici și slabi. electroliți puternici - substanțe care, atunci când este dizolvat aproape complet disociază în ioni.
Conceptul de „electrolit puternic“ este relativă. Acesta descrie nu numai solut, dar, de asemenea, mai subțire. De exemplu, acid clorhidric, dizolvat în apă, - un electrolit și hidrogen puternic clorură, se dizolvă în electrolit acid acetic anhidru -weak.
justificare experimentală și teoretică pentru existența ionilor liberi a dat savantul suedez Arrhenius C. Cu toate acestea, mecanismul de substanțe de disociere nu a fost dezvăluit în lucrările sale. O contribuție majoră la dezvoltarea teoriei disocierii a introdus elektrolitichekoy russkio I.A.Kablukov om de știință, care a constatat că cauza colapsului soluților în ioni este interacțiunea lor cu molecule de solvent solvatare.
Cauza disocierea electrolitică a electroliților în soluții apoase este hidratarea.
De exemplu, NaCI + (a + b) H2O = Na + · AH2 O + Cl - · BH2 O
Ionii hidratate sunt formate prin hidratare.
In cazul caracteristic de hidratare slabă a mici taxa de ioni, cu o rază mare, numai ionii orientați dipolii de apă, numărul de molecule de apă orientate sunt în continuă schimbare, dipolii de apă au o scurtă durată de viață în coajă de hidratare. De exemplu, durata de viață a moleculelor de apă din hidrat coajă Br - ravno10 la -11, și Na + - 10 -9 s.
Pentru înmulțiți încărcat cationi cu o rază mică caracterizată printr-o hidratare puternică și se manifestă în formarea a două coji de hidratare. Orientarea apei în primar se transformă într-o legătură chimică (formarea akvakationov).
Durata de viață a moleculelor de apă în primar poate fi de mai multe ore. De exemplu, Cr 3+ pentru durata de viață a moleculelor în învelișul de hidratare primar este de 42 de ore.
Datorită interacțiunii electrostatice în soluție de orice concentrație în apropierea cation sunt de preferință anioni și anioni lângă - cationi. Dispunerea reciprocă a ionilor de semn opus, astfel încât fiecare dintre ele este înconjurat de o atmosferă ionică a ionilor încărcați opus.
Odată cu modificarea concentrației soluție variază în structura atmosferei ionice și reactivitatea iona.S mărind concentrația dezvoltă forțele electrostatice de legare a ionilor, și reactivitatea ionilor devine mai mică decât concentrația lor.
Legea acțiunii în masă nu ia în considerare interacțiunea ionilor în soluții de electroliți puternici există o încălcare a legii. Teoria generală a soluțiilor, care ar permite, în teorie, să se ia în considerare toate tipurile de interacțiuni interne în soluții de orice concentrație, nu a fost încă stabilită. Prin urmare, la sugestia american chimist fizic G.Lyuisa în ceea ce privește legea concentrărilor de acțiune în masă a activităților înlocuite. Activitatea moleculelor sau ionilor - este concentrația efectivă a acestora în conformitate cu care moleculele sau ionii se manifestă în procesele chimice și fizice.
Valorile activității trebuie să fie astfel încât, atunci când substituția sa menținut validitatea legii acțiunii maselor.
Pentru reacția de echilibru aA + bB = cC + dD
După înlocuirea concentrației de echilibru activitate constantă este după cum urmează:
Activitatea moleculei sau ionul și este produsul de concentrare și activitate Coeficientul C f acestuia. a = fC.
Coeficienții de activitate de ioni depinde de tăria ionică numita I. și calculat conform ecuației
Ci - concentrația ionului clasei și zi - taxa de ioni.
tăria ionică ia în considerare influența vsehionov electrostatic în soluție. Ea are dimensiunile de concentrare și pentru soluții de electroliți puternici individual numeric egal cu ea.
În soluții diluate (I<0,1M)коэффициенты активности ионов меньше единицы и уменьшаются с ростом ионной силы.
Pentru soluții foarte diluate (I ≤ 0,01M) coeficienții de activitate ale ionilor individuali poate fi estimată din ecuația aproximativă a Debye-Huckel
lgfi = # 9472; 0,509zi 2 √ I
Odată cu creșterea concentrației de coeficienți de activitate ionice încep să depindă de natura ionilor, și apoi compoziția totală. În soluții foarte concentrate (I> 1M) coeficienții de activitate a ionilor poate fi mai mare decât unitatea. Un motiv pentru acest fenomen constă în faptul că la concentrații foarte mari afectează deshidratare, eliberarea de ioni din învelișul de hidratare, iar activitatea sa este în creștere din nou.
Prin urmare, ar trebui să utilizați datele de referință specifice pentru a găsi coeficienții de activitate.
Între particulele de solvent și solut sunt forțe având caracter parțial chimic parțial electrostatic, provocând fluidelor din formațiune.
Pentru interacțiuni electrostatice includ Coulomb interacțiunea dintre ionii; ion-dipol și interacțiune dipol-dipol cu molecule polare; van de Waals interacțiunea dintre particulele prezente în soluție.
Forțele chimice includ legături de hidrogen și interacțiunea ion-dipol.
Legarea hidrogenului are loc între molecule, în care atomii de hidrogen sunt legați cu elemente puternic electronegative: fluor, oxigen și azot. O astfel de conexiune este caracteristic pentru moleculele de acid fluorhidric, apă, amoniac, acizi carboxilici, alcooli, aminoacizi și carbohidrați. Ion-dipol interacțiune - este interacțiunea electrostatică cu un solvent polar molecula ion încărcat. In domeniul electric molecula de ioni orientat în raport cu aceasta, datorită atragerii de sarcini opuse de ioni și unul dintre polii dipol.
Prin reacția cu un ion de dipol mare de solvent, cu o mică taxă, de exemplu K + sau Cl -. energie a sistemului este redus ușor (cu 20-60kDzh / mol). molecula solvent polar este, prin urmare, nu deformat foarte puternic și legătura chimică, în acest caz nu apare. În cazul în care ionul este mică și are o sarcină multiplă (Ca2 +, Al 3+). energia sistemului ion-dipol scade la 80-800kDzh / mol. În care molecula de solvent este deformat atât de mult încât electronii sunt în mare parte se îndepărtează de ea la ionul și formează o legătură chimică.
interacțiune Ion-dipol se manifestă prin dizolvarea electrolitului în solvenți polari, cum ar fi sărurile dizolvate, acizi și baze în apă, amoniac lichid, alcooli și alți solvenți polari înalt.
Forțele fizice includ forțele van der Waals (interacțiune dipol-dipol, inducție și dispersie).
Electroliții slabi - acest electron Debye- care disociază în ioni în soluție incomplet.
Proprietățile soluțiilor de electroliți slabe sunt în mare parte pot fi atribuite acestor echilibre existente între moleculele ne- disociate și ionii care se formează prin disociere disocierea molekul.Reaktsii parțială a electroliților slabi descrie legea de acțiune în masă și sunt caracterizate printr-o constantă și gradul de disociere.
Conform teoriei Arrhenius de disociere electrolitică, de exemplu, în acid acetic apos se împarte în ioni acetat și ioni de hidrogen:
drept expresie a acțiunii în masă pentru reacția de disociere de acid acetic:
K - constanta de echilibru, ceea ce se numește constanta de disociere sau constanta de ionizare pentru reacția de disociere; [CH3 COO -], [H +] și [CH3COOH] - concentrația de echilibru a ionilor acetat, ionii de hidrogen și molecule de acid acetic.
Dar teoria Arrhenius ignoră influența solventului și nu poate fi, în special, să ne imaginăm existența cation H + în soluție, ca un proton shell electron lipsit este mai mică decât ceilalți ioni și foarte mobili.
Mulți solvenți au capacitatea de a transfera protoni protonilor respectivi acceptori sau atașați la o moleculă de solvent.
Acest lucru permite teoria Protolytic N.Brensteda și T. Lowry.
Conform acestei teorii, o substanță capabilă să doneze un proton, numite acizi, și substanțe. luând protoni - baze.
Acizii și bazele pot fi ambele molecule neutre și ioni.
Unele substanțe pot fi atât de donor și acceptor de protoni. Astfel de substanțe sunt numite amfoliți. De exemplu, H2O, HCO3 -. [Al (H2O) 5 OH] 2+.
Reacțiile reversibile de transfer de proton de la acid la bază în ON numit acid-baza jumătate de reacție. Reacția dintre acidul și baza - lupta pentru un proton între două baze:
Acid 1 bază 2 acid 2 bază 1
Acid, și veți găsi că protonii de recul constituie perechea de bază conjugat.
În această ecuație, este PORNIT și A -. LN2 + și LH.
Exemple echilibre protolytic:
Acid 1 osnovanie2 kislota2 bază 1