Властивості розчинів сильних та слабких електролітів. Ізотонічний коефіцієнт

Лекція №1.2    Тема. Властивості розчинів сильних та слабких електролітів. Ізотонічний коефіцієнт.

План

1. Відхілення від законів Вант-Гоффа та Рауля
2. Сильні електроліти. Активність іонів.
3. Слабкі електроліти. Закон розведення Освальду.

На попередній лекції ми вивчали розчини неелектролітів і розглядали їх властивості такі як: Р_осм, Δр, Δt_кіп, Δt_крист. Ці властивості залежали лише від концентрації розчиненої речовини – це колегативні властивості. Зрозуміло, що розчини електролітів також будуть характеризуватися певними значеннями Р_осм, Δр, Δt_кіп, Δt_крист. Чи будуть відрізнятися ці показники в розчинах електролітів та неелектролітів?

Розглянемо приклад: Приготовані два розчини з однаковою концентрацією – 1 моль/л (1М) , але в одному знаходиться електроліт NaCl, а в іншому – глюкоза – неелектроліт.

Порівняємо осмотичні тиски в цих розчинах. Як показує дослід  Р_осм, (NaCl)> Р_осм, (глюкози). Це пов’язано з тим, що NaCl – електроліт, і у водних розчинах дисоціює на іони Na ⁺ Cl^-. Причому з однієї молекули має утворюватися 2 іони. Так як  Р_осм, Δр, Δt_кіп, Δt_крист. залежать лише від кількості частинок, що знаходяться в розчині то зрозуміло , що в 1 М розчині електроліту частинок буде більше отже і показники Р_осм, Δр, Δt_кіп, Δt_крист будуть мати більші значення.

Висновок: При однакових концентраціях розчинів електролітів і неелектролітів значення Р_осм, Δр, Δt_кіп, Δt_крист. будуть мати більші значення в розчинах електролітів, що пов’язано з дисоціацією їх на іони.

Коефіцієнт, що пов’язує відхилення від законів Вант-Гоффа та Рауля в розчинах електролітів називається – ізотонічний коефіцієнт  і.

Ізотонічний коефіцієнт – і  розраховують експериментально , як відношення дослідних даних (Р’_осм, Δр’ Δt’_кіпΔ’t_крист) до розрахункових:      і = Р’_осм, : Р_осм =Δр’ : Δр=Δt’_кіп: Δt_кіп=  Δ’t_крист :Δt_крист.

Можна було б сподіватися що в розчинах електролітів значення Р_осм, Δр, Δt_кіп, Δt_крист. будуть збільшені в таку ж кількість разів, скільки утворюється іонів при дисоціації – наприклад – в розчині  NaCl в 2 рази. Насправді збільшення відбувається, але не в 2 рази , а трохи менше. Саме тому  і – ізотонічний коефіцієнт пов'язаний із ступенем дисоціації a електроліту:

a= кількість молекул, що розпалися на іони / загальна кількість молекул

                        і = 1 + a(n-1)     де n – кількість іонів, що утворює одна молекула

                        a=( і – 1)/ (n-1)

2. Сильні електроліти – це електроліти здатні повністю дисоціювати на іони, це означає що в таких розчинах a має  сягати  100%. Але як показують досліди, навіть в розчинах сильних електролітів a не досягає 100% ! При цьому вказують „уявну ступінь дисоціації”, яка менша за очікувану. В чому причина такого явища?

Причина в тому, що в розчинах сильних електролітів іони знаходяться під впливом різних взаємодій:

• взаємодії  гідратованих іонів протилежних знаків  Na ⁺….Cl^-;
• взаємодії іонів з молекулами води та ін.

Все це приводить до того, що іони в розчинах не вільні , а знаходяться певною мірою частково зв’язані різними силами. Тому для сильних електролітів вводять поняття активність іонів – а – або ефективна концентрація. Активність пов’язана з концентрацією розчину за формулою

                        а = См × f  ,         де f - коефіцієнт активності іону, См – молярна концентрація іону.

Зрозуміло , що активність іонів ніколи не відповідає значенню молярної концентрації, що пов’язано з вище вказаними причинами , тому а < См, значить f менше 1.

Від чого залежить f?

Від природи іону,  валентності, заряду, концентрації розчину електроліту.

Наприклад: f(KCl)в 0,005 М = 0,927                f(KCl)в 1 М = 0,604

Висновок: в сильно розведених розчинах сильних електролітів, де відстані між іонами збільшуються, а сили взаємодії зменшуються коефіцієнт активності f наближається  до 1.

Але якщо взяти дуже концентрований розчин електроліту то можна спостерігати також збільшення f , що пов’язано з недостачею молекул води для утворення гідратних оболонок, а іони без гідратних оболонок дуже рухливі і активні.

Розглянемо приклад, коли розчин електролітів містить не два , а більше іонів (3,4…) Чи буде змінюватися активність іонів в залежності від наявності інших іонів? Зрозуміло, що додаткове введення інших іонів збільшує сили взаємодії і зменшує активність іонів.

Для того, щоб врахувати вплив всіх взаємодій на активність іонів вводять поняття –

іонна сила розчину - m - дорівнює півсумі добутку концентрацій кожного іону на квадрат його заряду                                             m= ½ (С₁×z₁²+ С₂×z₂²+… С_n×z_n² )

Чим більша іонна сила розчину, тим менша активність іону, і відповідно менший коефіцієнт активності іону, що пов'язаний з іонною силою формулою:

lg f = -0,5z²Öm

Приклад: розрахуємо іонну силу розчину 0,02 М Na₂SO₄ та 0,02 М KCl:

m( Na₂SO₄)= ½ (2С_Na×z_Na²+ С_SO4×z_SO4²)= 0,5 × (2 ×0,02×1²+002 × 2²)=0,06

m( KCl)= ½ (2С_K×z_K²+ С_Cl×z_Cl²)= 0,5 × (0,02×1²+002 × 1²)=0,02

Висновок: збільшення валентності іонів, та іх числа  приводить до збільшення m, а відповідно до зменшення f.

Для практичних цілей корисним є слідуючи наближене правило:

            Коефіцієнт активності (f) для іонів однакової валентності має майже однакові значення в розчинах, що мають однакові значення іонної сили розчину.  

Валентність	Іонна сила розчинів
	0,001	0,005	0,01	0,05	0,1
Одновалентні	0,98	0,95	0,92	0,85	0,8
Двохвалентні	0,77	0,72	0,58	0,4	0,3
Трьохвалентні	0,73	0,51	0,47	0,28	0,2
Н+	0,98	0,95	0,92	0,88	0,84

ПРИКЛАД. Розрахуємо активну концентрацію іонів соли  в 0,01 М розчині А1С1₃.

                            А1С1₃       Þ      А1³⁺       +       3С1^-

                        0,01 моль/л          0,01 моль/л      0,03моль/л

                       m = 0,5 (0,01×3² + 0,03×12) = 0,06          

                  З довідника:      f (Al³⁺ ) = 0,21 ,  f (Cl^-) = 0,84  , тоді   а (А1³⁺) = 0,01×0,21 = 0,0021,                   

                                                                                                              а(С1^-) = 0,03×0,84 = 0,025

                   Іон алюмінію більш активно гальмується полем іонів, чим однозарядний іон хлору.

2.  Термінологічний словник

Ізотонічний коефіцієнт  і.– коефіцієнт, що пов’язує відхилення від законів Вант-Гоффа та Рауля в розчинах електролітів

ступень дисоціації a – кількість молекул, що розпалися на іони дозагальної кількісті молекул активність іонів – а – або ефективна концентрація;

іонна сила розчину - m - дорівнює півсумі добутку концентрацій кожного іону на квадрат його заряду         

3. Рекомендована література.