Билет №31. Теория сильных электролитов. Понятие об активности ионов в растворе.

В водных растворах сильные электролиты обычно полностью диссоциированы. Поэтому число ионов в них больше, чем в растворах слабых электролитов той же концентрации. В растворах сильных электролитов среднее расстояние между ионами вследствие значительной концентрации сравнительно мало, а силы межионного притяжения и отталкивания довольно велики. В таких растворах ионы не вполне свободны, их движение стеснено взаимным притяжением друг к другу. Благодаря этому притяжению каждый ион как бы окружён шарообразным роем противоположно заряженных ионов, получившим название "ионной атмосферы".

В отсутствие внешнего электрического поля ионная атмосфера симмитрична и силы, действующие на центральный ион, взаимно уравновешиваются. Если же приложить к раствору электрическое поле, то разноимённо заряженные ионы будут перемещаться в противополоных направлениях. При этом направленное движение иона замедляется движением ионной атмосферы, а следовательно, уменьшается число ионов, проходящих через раствор в единицу времени, т.е. сила тока. Чем больше концентрация раствора, тем сильнее проявляется тормозящее действие ионной атмосферы на электропроводность раствора. С ростом концентрации степень диссоциации падает. В связи с этим определяемое значение степени диссоциации сильных электролитов называется кажущейся степенью диссоциации.

Аналогично силы межионного притяжения и отталкивания действуют и на величину осмотического давления, которая меньше, чем следовало бы ожидать при удвоенном, утроенном и большем числе частиц.

Для оценки состояния ионов в растворе пользуются величиной, называемо активностью. Под активностью иона понимают ту эффективную, условную концентрацию его, соответственно которой он действует при химических реакциях. Активность иона а равна его концентрации С, умноженной на коэффициент активности f: a=Cf. Коэффициенты активности различных ионов различны. Кроме того, они изменяются при изменении условий, в частности при изменении концентрации раствора. В концентрированных растворах коэффициент активност обычно меньше единицы, а с разбавлением раствора он приближается к 1. Если пользоваться значениями активности, то законы химического равновесия можно применять и к сильным электролитам.

Билет №32. Ионные реакции обмена. Смещение ионных равновесий. Поведение амфотерных гидроксидов.

При составлении ионных уравнений реакций следует учитывать:

1. простые вещества, оксиды, нерастворимые кислоты, основания и соли не диссоциируют;

2. для реакции берут растворы веществ, поэтому даже малорастворимые вещества находятся в растворах в виде ионов;

3. если малорастворимое вещество образуется в результате реакции, то при записи ионного уравнения его считают нерастворимым;

4. сумма электрических зарядов ионов в левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов ионов в правой части.

Обычно сначала записывают молекулярное уравнение реакции, затем с помощью таблицы растворимости определяют растворимость каждого вещества, составляют полное ионное уравнение и наконец, краткое ионое уравнение путём исключения ионов из левой и правой частей уравнения, которые в ходе реакции не претерпели изменений.

Реакция ионного обмена - это реакция между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов. Они протекают до конца в следующих случаях:

1. если образуется осадок;

2. если выделяется газ;

3. если образуется малодиссоциирующее вещество - вода.

Если в растворах нет таких ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа или воды, то такая реакция называются обратимой.

Равновесие в растворах электролитов, также как и всякое химическое равновесие, сохраняется неизменным, пока определяющие его условия не меняются; изменение условий влечёт за собой нарушение равновесия.

Так, равновесие нарушается при изменении концентрации одного из участвующих в этом равновесии ионов: при её увеличении происходит процесс, в ходе которого эти ионы связываются.

1. Введение в раствор слабого электролита одноимённых ионов уменьшает степень диссоциации этого элемента;

2. растворимость электролитоа уменьшается от введения в раствор одноимённых ионов.

1 и 2 влекут за собой изменение концентрации ионов.

Основания - этоэлектролиты, диссоциирующие в растворах с отщеплением гидроксид-ионов. Чем больше константа диссоциации данного основания, тем оно сильнее. Существуют гидроксиды, способные вступать во взаимодействие и образовывать соли не только с кислотами, но и с основаниями. К таким гидроксидам принадлежит гидроксид цинка. При взаимодействии его, например, с соляной кислотой образуется хлорид цинка, а при взаимодействии с гидроксидом натрия - цинкат натрия. Гидроксиды, обладающие этим свойством, называются амфотерными гидроксидами или амфотерными электролитами. Явление амфотерности объясняется тем, что в молекулах амфотерных электролитов прочность связи между металлом и кислородом незначительно отличается от прочности связи между кислородом и водородом. Диссоциация таких молекул возможна, следовательно, по местам обеих этих связей.Если обозначить амфотерный электролит через ROH, то его диссоциацию можно выразить схемой: . Таким образом, в растворе амфотерного электролита существует сложное равновесие, в котором участвуют продукты диссоциации как по типу кислоты, так и по типу основания.