5 Активність, коефіцієнт активності сильних електролітів. Ступінь дисоціації слабких електролітів та її зв'язок з константою дисоціації
Активність елемента розчину — ефективна (уявна) концентрація компонентів з урахуванням різних взаємодій між ними в неідеальному розчині, тобто з урахуванням відхилення поведінки системи від моделі ідеального розчину. Активність — величина, яка характеризує термодинамічні властивості речовин у розчинах. Активність пов'язана із взаємодією частинок розчину, походження якої може бути різне.
Такі властивості розчинів, як пружність пари, температура замерзання і кипіння та ін., пов'язані з активністю речовин, з яких складаються ці розчини. Введення величин активності дає можливість при вивченні реальних розчинів користуватися формулами, виведеними для ідеальних розчинів.
У радіохімії — число (A), що визначається діленням кількості розпадів ядер (dN), що відбувається в даній кількості матеріалу, на інтервал (звичайно малий) часу (dt), за який відбувається цей розпад:
A = – (dN/dt). Коефіцієнт активності іонів є функцією не лише концентрації розчинів, він залежить також від природи електроліту, температури та іонної сили розчину μ. Іонна сила дорівнює напівсумі добутку молярних концентрацій усіх іонів у розчині на квадрати їх зарядів.
Слабкі електроліти під час розчинення у воді частково дисоціюють на йони.
До них належать деякі мінеральні кислоти (H2S, H2CO3, H2SiO3), гідроксиди менш активних металів: Ca(ОН)2, Ba(ОН)2, майже всі органічні кислоти.
Силу оксигеновмісних кислот можна визначити за формулою E(OH)mOn. Якщо n < 2 – кислота слабка, n ≥ 2 – сильна.
Наприклад: H2SO4 S(OH)2O2 n = 2 H3PO4 P(OH)3O n = 1
Слабкі
електроліти не можуть створити велику
концентрацію йонів у розчині. Дисоціація
багатоосновних кислот легше проходить
за першою стадією, тому що йону H+ легше
відірватися від йона із рівним йому
зарядом, але протилежним за
знаком:
H3PO4 ⇄ H+ + HPO4–.
Поділ
електролітів на сильні та слабкі в
залежності від ступеня дисоціації є
умовним, оскільки величина a
залежить від багатьох факторів (див.
ступінь дисоціації) і може змінюватись
у широких межах. Тому з цією метою
використовують константу іонізації
(дисоціації).
Константа
дисоціації слабких електролітів залежить
від температури, природи електроліту,
розчинника і не залежить від концентрації.
Чим більше значення К, тим сильніше дисоціює електроліт, і тим сильнішою є відповідна кислота або основа.
6.Дисоціація води. Водневий показник. Іонні рівняння реакцій та умови їх необоротності.
Ступінь дисоціації — це відношення кількості молекул електроліту, що розпалися на йони (n), до загальної кількості розчинених молекул (N).
α = (кількість молекул речовини, що розпалися на йони) / (загальна кількість молекул речовини) або α = n / N.
Ступінь дисоціації залежитьвід концентрації розчину і температури. При розведенні розчину і підвищенні температури ступінь дисоціації збільшується, оскільки дисоціація електроліту проходить більш повно. За ступенем дисоціації електроліти поділяють на сильні, середні і слабкі.Якщо α більше 30%, такіелектролітиназивають сильними.Сильні електроліти при розчиненні у воді повністю дисоціюють на йони. До сильних електролітів належать: більшість солей, багато мінеральних кислот (Н2SO4, НNО3, НСl), луги. Якщо α менше 30%, але більше 3%, такіелектролітиназиваються середніми.Середні електроліти при розчиненні у воді не повністю дисоціюють на йони. До середніх електролітів належать деякі мінеральні кислоти (Н3РО4, НF). Якщо α менше 3%, так іелектроліти називаються слабкими. Слабкі електроліти при розчиненні у воді лише частково дисоціюють на йони. До слабких електролітів належить більшість органічних кислот, деякі мінеральні кислоти (НСlO, НСN), ряд основ, у т.ч. NH4ОН. Вода також є слабким електролітом.
Вода як слабкий електроліт незначною міроюд исоціює на йони Н+ і ОНֿ
Н2О ↔ Н+ + ОНֿ.
Добуток концентрації йонів Гідрогену і гідроксид-іонів у воді називається йонним добутком води (позначається КВ). При певній температурі КВ – величина стала, чисельно дорівнює при 22º С 10-14:
КВ = [Н+] [ОНֿ] = 10-7 · 10-7 = 10-14.
Іншими словами, будь-який водний розчин кислоти, основи або солі містить як Н+, так і ОНֿ – іони. Із сталості добутку [Н+] [ОНֿ] випливає, що при збільшенні концентрації одного з йонів води відповідно зменшується концентрація іншого йона. Це дозволяє обчислити концентрацію Н+– іонів, якщо відома концентрація ОНֿ– іонів, і навпаки. Наприклад, якщо у водномурозчині [Н+] = 10-3 моль/л, то [ОНֿ] визначатиметься так:
[ОНֿ] = КВ / [Н+] = 10-14 / 10-3 = 10-11 моль/л.
Отже, кислотність і основність розчину можна виражати через концентрацію або йонів Н+, або йонів ОНֿ. pH, Водневий показник — величина, що показує міру активності іонів водню (Н+) в розчині, тобто ступінь кислотності або лужності цього розчину. Для розведених розчинів можна користуватись терміном«концентрація» замість «активність» у цьому визначенні. pH нейтрального розчину становить 7, розчини із більшим значенням водневого показника є лужними, із меншими — кислими.
За допомогою рН реакція розчинів характеризується так: нейтральна – рН = 7, кисла – рН < 7, лужна – рН > 7.
Оскільки електроліти в розчинах утворюють іони, то для відображення змісту реакцій часто використовують так звані іонні рівняння, тому що в розчинах відбуваються реакції не між молекулами, а між іонами. Реакції, чиїм змістом є обмін іонами між реагентами, називають реакціями іонного обміну
Умови необоротності: 1)якщо продукти виходять із сфери реакції (газ, осад), 2) утворення малодисоційованих сполук(вода), 3) реакції з виділенням великої кількості енергії.