БОЛЬШАЯ НАУЧНАЯ БИБЛИОТЕКА  
рефераты
Добро пожаловать на сайт Большой Научной Библиотеки! рефераты
рефераты
Меню
Главная
Банковское дело
Биржевое дело
Ветеринария
Военная кафедра
Геология
Государственно-правовые
Деньги и кредит
Естествознание
Исторические личности
Маркетинг реклама и торговля
Международные отношения
Международные экономические
Муниципальное право
Нотариат
Педагогика
Политология
Предпринимательство
Психология
Радиоэлектроника
Реклама
Риторика
Социология
Статистика
Страхование
Строительство
Схемотехника
Таможенная система
Физика
Философия
Финансы
Химия
Хозяйственное право
Цифровые устройства
Экологическое право
Экономико-математическое моделирование
Экономическая география
Экономическая теория
Сельское хозяйство
Социальная работа
Сочинения по литературе и русскому языку
Товароведение
Транспорт
Химия
Экология и охрана природы
Экономика и экономическая теория

Розчини електролітів

Розчини електролітів

7

РЕФЕРАТ

із дисципліни «Фізколоїдна хімія»

на тему:

«Розчини електролітів»

Виконала:

Матюпатенко Марина

Розчини мають величезне значення у природі, промисловості, медицині. Рослини засвоюють речовини у вигляді розчинів. Засвоєння їжі пов'язане з переводом поживних речовин у розчин. Усі природні води є розчинами. Розчинами є найважливіші фізіологічні рідини - плазма, кров, спинномозкова рідина, лімфа. Більшість хімічних реакцій відбувається у розчинах.

Отже, розчини - це гомогенні (однорідні) системи, що складаються з двох і більше компонентів і продуктів їх взаємодії.

За агрегатним станом розчини бувають рідкі, тверді і газоподібні. Прикладом рідких розчинів можуть бути розчини солей у воді, прикладом твердих - сплав нікелю й міді (з яких виготовляють монети) або сплав срібла й золота, прикладом газоподібних - суміші газів, повітря. Найбільше значення мають рідкі, а особливо - водні, розчини.

Будь-який розчин складається з розчинених речовин і розчинника, хоч ці поняття до певної міри умовні. Наприклад, залежно від співвідношення кількостей спирту й води ця система може бути розчином спирту у воді або води у спирті. Як правило, розчинником вважають той компонент, який у розчині знаходиться у тому ж агрегатному стані, що й до розчинення.

Розчини речовин з молярною масою менше 5000 г/моль називають розчинами низькомолекулярних сполук (НМС), а розчини речовин з молярною масою понад 5000 г/моль - розчинами високомолекулярних сполук (ВМС).

За наявністю або відсутністю електролітичної дисоціації розчини НМС діляться на розчини електролітів і неелектролітів.

Речовини, що розпадаються на іони в розчинах або розплавах і тому проводять електричний струм - електроліти (до них належать кислоти, основи і майже усі солі). Речовини, які за таких самих умов не розпадаються на іони і електричний струм не проводять - неелектроліти (до них належать більшість органічних сполук, а також речовини, в молекулах яких є тільки ковалентні неполярні або мало полярні зв'язки).

Розчини можуть бути насиченими, ненасиченими і пересиченими. Насиченим називається розчин, який перебуває у динамічній рівновазі з надлишком розчиненої речовини. У насиченому розчині за даної температури міститься максимально можлива кількість розчиненої речовини. У ненасиченому розчині міститься менше речовини, а в пересиченому - більше, ніж у насиченому. Пересичені розчини досить нестійкі. Легке струшування посудини або добавляння в розчин кристала солі викликає випадання в осад надлишку розчиненої речовини.

Розчини НМС - електролітів і неелектролітів - називають істиними на відміну від колоїдних розчинів. Істині розчини характеризуються гомогенністю складу й відсутністю поверхні розподілу між розчиненою речовиною й розчинником. Розмір розчинених часток - іонів і молекул - менше як 10-9 м.

Важливою характеристикою будь-якого розчину є його концентрація. Цією величиною визначається більшість властивостей розчинів.

Теорія електролітичної дисоціації

Еелектролітична дисоціація - це розпад електролітів на іони під час розчинення їх у воді.

Для пояснення особливостей водних розчинів електролітів шведський учений С. Арреніус у 1887 р. запропонував теорію електролітичної дисоціації. Сучасний зміст цієї теорій можна звести до трьох положень:

1. Електроліти під час розчинення у воді розпадаються (дисоціюють) на іони - позитивні і негативні.

Іони перебувають у стійкіших електронних станах, ніж атоми. Вони можуть складатися з одного атома - прості іони (Na+, Mg2+, Al3+) або з кількох атомів - складні іони (NO3-, SO42-, PO43-).

Сама назва “іон” - у перекладі з грецької означає “мандрівний”. У розчині іони безладно переміщуються (“мандрують”) у різних напрямках.

2. Під дією електричного струму іони набувають напрямленого руху: позитивно заряджені іони переміщуються до катода, негативно заряджені - до анода.. Тому перші називаються катіонами, а другі - аніонами.

3. Дисоціація - оборотний процес: паралельно з розщепленням молекул на іони (дисоціація) відбувається процес сполучення іонів (асоціація).

Теорія розчинів сильних електролітів Дебая і Хюккеля

У водних розчинах сильні електроліти практично повністю дисоційовані. І на відміну від розчинів слабких електролітів їх розчини містять значно більше число іонів. В не дуже розбавлених розчинах відстань між іонами мала. Це приводить до сильної міжіонної взаємодії. Внаслідок біля кожного іона знаходяться переважно іони протилежного знаку: утворюються іонні пари Kt+An-, триплети Kt+An-Kt+ або An-Kt+An- і “іонні атмосфери”. Як наслідок, виникає ефект зменшення числа іонів, що приймають участь у хімічних процесах.

При руханні іонів під дією електричного поля іон даного знака рухається до протилежно зарядженого електрода, а оточуюча його атмосфера гальмує рух і зменшує рухливість іона. Чим більша концентрація розчину, тим більше проявляється гальмівна дія “іонної атмосфери”. Крім того, рух іонів гальмується також сольватними оболонками. При розведенні розчину вплив “іонної атмосфери” зменшується, а при безкінечному розведенні зникає, адже іони практично не взаємодіють між собою.

Таким чином, можна вважати, що в усіх процесах у розчинах електролітів приймають участь лише “активні іони”, тобто іони, які не приймають участі в даний момент в між іонних взаємодіях. У зв'язку з цим для оцінки концентраційних ефектів у розчинах сильних електролітів вводиться величина, яка називається активністю б:

Під активністю електроліта Х розуміють ефективну концентрацію, у відповідності до якої він приймає участь у різних процесах.

Активність зв'язана з істиною концентрацією розчиненої речовини співвідношенням:

б (Х) = f (Х)*с (Х),

де б (Х) - активність електроліта, моль/л; с (Х) - його концентрація, моль/л; f (Х) - коефіцієнт активності (величина безрозмірна).

Коефіцієнт активності f (Х) виражає відхилення розчину з концентрацією с (Х) від поведінки розчину при безкінечному розведенні, тобто за відсутності між іонних взаємодій.

Іонна сила розчину. В розведених розчинах природа іонів незначно впливає на значення коефіцієнтів активності, оскільки між іонні взаємодії визначаються лише зарядами іонів та їх концентрацією. При цьому кількісною характеристикою між іонних електростатичних взаємодій є іонна сила розчину І:

Іонною силою розчину називають величину, що вимірюється напівсумою добутку концентрацій усіх іонів, що знаходяться у розчині, на квадрат їх заряду.

І = Ѕ ?(сіzі2),

де І - іонна сила розчину; сі - молярні концентрації іонів; zі - заряди іонів.

П. Дебай і Е. Хюккель в 1923 р. показали, що для розбавлених розчинів з іонною силою І? 0,01 коефіцієнти активності можна розрахувати за формулою:

lg fi = - 0,5 zi2vI,

де fi - коефіцієнт активності іона, а zi - його заряд.

Якщо користуватися значеннями активностей замість концентрацій, то закон діючих мас можна застосовувати до сильних електролітів і концентрованих розчинів слабких електролітів. Для таких розчинів константу рівноваги слід виражати через активності.

Теорії кислот і основ

Більшість електролітів, наприклад гідроксиди різних елементів Е, проявляють властивості кислот або основ. Дисоціація гідроксида ЕОН може відбуватися двома шляхами:

Е - О - Н - ЕО- + Н+ (кислотний гідроксид)

Е - О - Н - Е+ + НО- (основний гідроксид),

тобто розрив може відбуватися по обох зв'язкам групи Е - О - Н.

Як відомо, полярність і міцність зв'язків залежить від різниці електронегативностей елементів, розміру й ефективного заряда атомів. Якщо енергія розрива зв'язку О - Н значно менше енергії розрива зв'язку Е - О, то дисоціація відбувається по кислотному типу. Якшо ж навпаки, енергія розрива зв'язку О - Н значно більше енергії розрива енергії зв'язку Е - О, то дисоціація протікає по основному типу.

При співставимій міцності зв'язків О - Н ті Е - О дисоціація може одночасно протікати по кислотному й основному типам:

ЕО- + Н+ - ЕОН - Е+ + НО-

Гідроксиди такого типа називають амфолітами.

Для характеристики багатьох електролітів у водних розчинах можна використовувати поняття кислоти та основи, дані Арреніусом:

*кислота - електроліт, дисоціюючий у розчинах з утворенням гідроген-іонів Н+;

*основа - електроліт, дисоціюючий у розчинах з утворенням гідроксид-іонів ОН-;

*амфоліт - електроліт, дисоціюючий у розчинах з утворенням як гідроген-іонів Н+, так і гідроксид-іонів ОН-.

Але ця теорія недосконала. Обмеженість можна проілюструвати таким чином.

1. Молекула NH3 не містить іона ОН-, а молекула СО2 - іона Н+, однак у водних розчинах перша проявляє властивості основи, а друга - кислоти.

2. Безводний хлороводень, який складається тільки з молекул, реагує з безводними основами.

3. Більшість електролітів, що містять гідроген, в одному розчиннику дисоціюють як кислоти, а в іншому - як основи. Наприклад. СН3СООН у воді - слабка кислота:

СН3СООН - СН3СОО- +Н+

А в рідкому фтороводні - основа:

HF + СН3СООН -СН3СООН2+ + F-





17.06.2012
Большое обновление Большой Научной Библиотеки  рефераты
12.06.2012
Конкурс в самом разгаре не пропустите Новости  рефераты
08.06.2012
Мы проводим опрос, а также небольшой конкурс  рефераты
05.06.2012
Сена дизайна и структуры сайта научной библиотеки  рефераты
04.06.2012
Переезд на новый хостинг  рефераты
30.05.2012
Работа над улучшением структуры сайта научной библиотеки  рефераты
27.05.2012
Работа над новым дизайном сайта библиотеки  рефераты

рефераты
©2011