Параллельные и последовательные реакции. Теории элементарного акта химической реакции. Теории кислот и оснований, страница 6

                  . Окончательно:

    Физический смысл этого коэффициента стал понятен после работ Аррениуса.

Коллигативные свойства это те свойства, которые зависят только от числа частиц, а не от их природы. Сильные электролиты диссоциируют и, следовательно, число частиц увеличивается и тогда их влияние на коллигативные свойства растворов также увеличивается (в случае ассоциации частиц влияние уменьшиться).

     Пусть мы имеем n молекул электролита, в результате диссоциации образуется n·ν·α частиц. n·(1-α) – число недиссоциированных частиц.

α – можно найти из опыта, определив изотонический коэффициент, либо из измерения электропроводности. Можно считать, что теория Аррениуса верна, т.к. она подтверждается опытами.

Принято считать для сильных электролитов ν=1. Для тех случаев, когда это не выполняется, введён осмотический  коэффициент φ=i/υ. Он характеризует неполноту диссоциации и в случае, если она не полная, может отличаться от 1, что обусловлено электростатическими взаимодействиями между ионами и

молекулами растворителя. φ- даёт количественную оценку этого взаимодействия.

По мере разбавления растворов сильных электролитов расстояние между ионами уменьшаются,  силы взаимодействия падают и, следовательно, φ→1.

   Освальд предложил закон разведения:

Все ионные соединения при растворении в полярных растворителях дают растворы, хорошо проводящие электрический ток; i>1.

Диполи молекул растворителя взаимодействуя с ионами кристаллической решётки разрушают её. Энергия взаимодействия пропорциональна зарядам ионов и определяется законом Кулона:

- заряды ионов; e – заряд электрона; - диэлектрическая проницаемость вакуума, ε – диэлектрическая проницаемость среды.

С ростом ε, E т.е. сила (энергия) притяжения между ионами уменьшается.

  Наибольшая степень диссоциации наблюдается для растворов с высокой ε.

С другой стороны, даже в сильный электролит в малополярном растворителе будет малодиссоциированным (слабым). Но иногда и при малой ε, наблюдается сильная диссоциация, что связано с сильным химическим взаимодействием растворённого и растворителя, что приводит к образованию продуктов диссоциации (C₂H₅OH в HCl)

Теории кислот и оснований

По Бренстеду ( протолитическая теория): кислота – вещество, отщепляющее

протон, а основание – вещество, принимающее его.

2H₂O               H₃0⁺ + OH^-

    кислота                        основание

     При записи реакции всегда будет присутствовать пара: кислота и сопряжённое с ней основание.

                 CH₃COOH + NH₃                    NH₄⁺ + CH3COO^-

                кислота    основание            кислота    основание

             (кислота 1) + (основание 1)                      (кислота 2) + (основание 2)

некоторые вещества в разных реакциях способны выступать как в роли кислот, так и в роли оснований, их называют амфотерными. Характерный пример таких реакций – реакции автопротолиза (H₂0; NH₃, многие кислоты).

                 H₂SO₄ + H₂SO₄                           H₃SO₄⁺ + HSO₄^-

                  H₂O + H₂O                        H₃O⁺ + OH^-

Эти вещества имеют собственные ионные произведения активности (вода

 k_w=10^-14).     pk=-lg a₊·a_-

    В рамках этой теории можно заново оценить силу кислот. Если растворитель обладает высоким сродством к протону, то многие кислоты в нём становятся в нём сильными, он называется нивелирующим по отношению к кислотам (вода). Ещё более «основным» растворителем, чем вода является жидкий аммиак (NH_{3 ж}),