4. Состояние сильных электролитов в растворе. Ионная сила. Активность иона, ее связь с конц иона. Закон ионной силы Льюиса – Рендала.
1907 год – правило ионной силы Льюиса-Рендала
В разб р-ре с данной ионной силой все ионы с одинк по величине зарядом имеют равный коэфиц активности
Ионная сила раствора – величина, характеризующая интенсивность электростатического поля всех ионов в растворе, которая равна полусумме произведений молярной концентрации каждого иона (c) на квадрат его заряда (z)
1923 год. Теория сильных электролитов Дебая Хюккеля
Положения:
Электролит полностью диссоц, но в сравнительно разб р-рах
Каждый ион окружен оболочкой из противопол.заряж ионов. Это окружение называется атмосферой.
Активность − эффективная концентрация иона, соответственно которой он участвует во взаимодействиях, протекающих в растворах сильных электролитов; учитывает все виды взаимодействия между ионами (кажущаяся конц иона)
Коэффиц активности иона показывает, во сколько раз активность иона отлич от его ист конц в р-ре сильного электроита (зависит от концентр этого и др ионов и температуры)
5. Ионная среда. Уравнение Дебая-Хюккеля. Коэффициент активности иона, средне ионный коэффициент активности электролита.
6. Закон действующих масс. Границы применимости. Примеры использования для описания химических процессов.
В состоянии химического равновесия отношение произведений активностей продуктов реакции к ПА Исх ВВ в степенях, равных стехиом коэф, есть величина постоянная при данной температуре, давлении и в данном р-ле.
Закон действующих масс применим только для газа и жидких ВВ (гомогенных систем), а именно для неэлектролитов и слабых электролитов
Отношение активности частицы к ее равновесной конц называется коэф активности
Можно рассчитать во сколько увеличится\уменьшится скорость р-ии при ув\ум объема\давления
7. Теории кислот и оснований: понятие «кислоты», «основания», «кислотно-основного взаимодействия»
8. Факторы, влияющие на химическое равновесие в реальных системах
Электростатическое взаимодействие
Кулоновское взаимодействие
Ион-дипольное и диполь-дипольное
Ван Дер ваальсовое
Химическое взаимодействие
Сольватационные эффекты - эффекты, возник в результате вз М р-ля с М р-ра
Частично электростатические
Химические (обусловлена образованием координационных связей между молекулами растворителя и частицами растворенного вещества. Она характерна для большинства катионов переходных и некоторых непереходных металлов. Например, в воде такие катионы образуют аквакомплексы стехиометрического состава)
9. Учет электростатических взаимодействий в реальных системах
Электростатические взаимодействия приводят к отклонениям в поведении системы от идеального. Учесть влияние электростатических факторов можно с помощью приема, называемого методом активностей. Сущность его состоит в том, что вместо концентраций реагирующих частиц [А] используют величины, называемые активностями аА . Численные значения активностей выбирают таким образом, чтобы форма функциональной зависимости для свободной энергии сохранялась и для реальных растворов:
Gа = Gа + nRT\naA .
Активность — это та концентрация, которую имел бы компонент воображаемого идеального раствора, обладающего теми же термодинамическими свойствами, что и данный реальный раствор. Она имеет размерность концентрации (моль/л).
Применив выражение к реакции
аА + АВ = cC + dD
Отношение активности частицы к ее равновесной концентрации
Уа = а/[А ] называется коэффициентом активности. Коэффициенты активности ионов в растворах электролитов могут служить мерой электростатических взаимодействий.
Для идеальных растворов электростатические взаимодействия пренебрежимо малы, активности равны равновесным концентрациям и коэф акт = 1.
Существуют различные методы определения и расчета коэффициентов активности. Поскольку электростатические взаимодействия особенно сильны в растворах электролитов, то основное внимание мы уделим расчетам коэффициентов активности ионов. Они зависят от величины I, называемой ионной силой и вычисляемой по уравнению I = 0,5Z’2√I