Теория растворов сильных электролитов

Разработана в 1923 г. П.Дебаем и С.Хюккелем.

Основные положения.

1. Сильные электролиты в водных растворах полностью диссоциируют, т.е. степень диссоциации  = 1 или 100%. В растворах электролитов ионы взаимодействуют с полярными молекулами растворителя и образуются сольватные оболочки (гидратные оболочки, если растворитель – вода). Гидратные оболочки увеличивают размер ионов и поэтому уменьшается способность иона переносить электрический ток, участвовать в химических реакциях.

2

. Ионы взаимодействуют с друг другом и вокруг каждого гидратированного иона возникает “ионная атмосфера” из гидратированных ионов противоположного знака, что тормозит действие каждого иона.

Возникновение гидратных оболочек и ионных атмосфер позволяет говорить лишь о кажущейся степени диссоциации, так как она не соответствует действительной степени распада электролита на ионы. В связи с этим для растворов сильных электролитов вводится величина, называемая активностью (активной концентрацией). Под активностью электролита понимают условную эффективную концентрацию, в соответствии с которой электролит проявляет себя в химических реакциях, коллигативных свойствах растворов, при переносе электрических зарядов. Активность связана с истинной концентрацией растворенного вещества соотношением a = f_а  С, где С - аналитическая концентрация, моль/л; а - активность электролита, моль/л; f_а - коэффициент активности (величина безразмерная). f_а = _{кажущаяся}

Коэффициент активности f_а характеризует отклонение некоторых свойств реального раствора сильного электролита с концентрацией С от свойств раствора при бесконечном разведении или идеального раствора, т.е. при отсутствии межионных взаимодействий. Например, если f_а =1, то движение ионов в растворе свободное, отсутствует взаимодействие ионов и в этом случае а = С; если f_а  1, то возникают электростатические взаимодействия между ионами.

Коэффициент активности f_а зависит от величины заряда иона, природы растворителя, температуры и концентрации ионов.

Другой количественной характеристикой межионных электростатических взаимодействий является ионная сила раствора I : I = ¹/₂ (С₁z₁² +С₂ z₂² + ....С_i z_i²)

где: С - концентрация данного иона в моль/кг, z - заряд каждого иона.

Между ионной силой раствора I и коэффициентом активности f_а существует взаимосвязь: lg f_а = – 0,5 z² ,

где z – заряд иона. Чем больше ионная сила раствора и величина заряда ионов, тем меньше коэффициент активности.

Ионная сила плазмы крови человека близка к 0,15 моль/кг.

Протонная (протолитическая) теория кислот и оснований

Протонная теория кислот и оснований была разработана в 1923 г. И.Бренстедом и Т.Лоури.

Основные положения.

1. Кислоты - это нейтральные молекулы или ионы, способные отдавать протон (доноры протонов).

Основания - это нейтральные молекулы или ионы, способные присоединять протон (акцепторы протонов).

2. В зависимости от партнера вещество может быть или основанием или кислотой.

СН3СООН + Н2О ⇄	СН3СОО — +	Н3О+
кислота основание	сопряженное основание	сопряженная кислота
NH3 + Н2О ⇄	+	OH–
основание кислота	сопряженная кислота	сопряженное основание

Кислота превращается в основание, которое называют сопряженным этой кислоте, основание превращается в сопряженную ему кислоту.

3. Протолитическая реакция — это перенос протона от кислоты к основанию. В любой протолитической реакции имеем две пары: кислота и сопряженное ей основание; основание и сопряженная ему кислота.

НСl + NH3 ⇄	+	СI-
кислота 1 основание 2	сопряженная кислота 2	сопряженное основание 1

4. Протон в водных растворах существует в виде иона гидроксония Н₃О⁺.