Вопрос № 14. Теория кислот и оснований Бренстеда. Ее основные положения.

В 1923 г. Д. Брендстедом была предложена протонная теория кислот и оснований, применяемая как к водным, так и неводным средам. Согласно протонной теории, кислоту считают донором протонов, а основание — акцептором протонов. При взаимодействии кислота отдает, а основание принимает протон. Соотношение между основанием и кислотой можно представить схемой

Основание + Протон  Кислота

Основание и кислота, связанные данным соотношением, называются сопряженными. Взаимодействие между кислотой и основанием согласно протонной теории обозначается схемой

Кислота1 + Основание2 → Кислота2 + Основание1

Например, реакцию аммиака и фторида водорода можно записать уравнением: HF + NH₃  NH₄^- + F^-

В этом уравнении кислоте НF соответствует сопряженное основние F^-, а основанию NH₃ — сопряженная кислота NH₄⁺. В зависимости от партнера то или иное вещество может быть или кислотой, или основанием. Например, вода по отношению к аммиаку является кислоой, а по отношению к фториду водорода — основанием: H₂O + NH₃  OH^- + NH₄^- HF + H₂O  F^- + OH₃⁺

Кислотно-основные свойства, согласно протонной теории, количественно характеризуются протонным сродством, или Е которая выделяется при присоединении протона к молекуле или иону. Роль основания играет тот партнер, у которого протонное сродство выше. В рассмотренных примерах вода имеет более высокое значение протонного сродства, чем фторид водорода, но меньшее значение этого сродства, чем аммиак (к наиболее сильным протонным к-там относят HClO₄, HSO₃F, HSO₃CF₃).

Вопрос № 15. Основные представления теории сильных электролитов. Истинная и кажущаяся степень диссоциации в р-рах сильных электролитов. Активность. Коэффициент активности.

Бьёррумом и Семенченко было введено представление об образовании ионных пар в растворах сильных электролитов - сложных агрегатов, состоящих из двух противоположно заряженных ионов, окруженных молекулами растворителя, в котором электрические заряды взаимно компенсированы.

. В соответствии с этой концепцией для каждого растворителя существует определенный параметр q (параметр Бьёррума), представляющий собой расстояние, на которое подходят друг к другу ионы в процессе образования ионной - пары. Этот параметр определяется из соотношения: q = z⁺z^-e²(2DkT), где z⁺z^- — заряды катиона и аниона; е = 4,8*10^-10 эл.ст.ед. — заряд электрона; D- диэлектрическая проницаемость растворителя; k — постоянная Больцмана (1.38*10^-23Дж*град^-1); T— абсолютная температура.

Из соотношения следует, что при увеличении заряда ионов расстояние, на котором они начинают взаимодействовать', увеличивается. Наоборот, при увеличении диэлектрической проницаемости растворителя сила электростатического взаимодействия между ионами уменьшается в D раз. Поэтому полярные растворители, характеризующиеся большим значением диэлектрической проницаемости, способствуют образованию растворов с малой склонностью к возникновению ионных пар. Даже на сравнительно малых расстояниях взаимодействием ионов можно пренебречь, поэтому ионы можно считать практически изолированными.

При повышении концентрации раствора расстояния между ионами сокращаются, что усиливает межионное взаимодействие. Вследствие этого экспериментально определяемые свойства растворов сильных электролитов (р, Ткип и т.п.), зависящие от общего количества частиц в растворе, оказываются меньше

рассчитанных в предположении полной ионизации.

Чтобы можно было пользоваться простыми соотношениями идеальных растворов для описания поведения реальных растворов, Льюис (1907) ввел формальное представление об эффективной концентрации — активности. Активность связана с истинной концентрацией растворенного вещества соотношением: а=с где а — активность;  — коэффициент активности; с — концентрация.

Активность выражается в тех же единицах, что и концентрация, поскольку коэффициент активности — величина безразмерная. Он характеризует степень отклонения свойств данного раствора от свойств идеального раствора. Для бесконечно разбавленных растворов

электролитов, где практически отсутствуя

взаимодействие ионов, активность становится равной концентрации ионов коэффициент активности равен единице. Введение понятия об активности позволяет не выясняя сложной картины взаимодействия частиц в реальном растворе, оценить суммарный эффект этого взаимодействия, проявляющийся в отклонении свойств системы от идеальной и применять законы идеальных растворов для анализа реальных систем.

Непосредственно определяемые на опыте степени диссоциации сильных электролитов являются лишь кажущимися в том смысле, что они не отвечают действительным степеням распада соотв м-л на ионы. Подобное несоответствие обусловлено электростатическим взаимодействием ионов, к-ое существенно проявляется именно в р-рах сильных электролитов (где ионов много) и влияет на результаты экспериментальных определений степени диссоциации (понижая их). Если учесть это взаимодействие, то оказывается, что в разбавленных растворах сильные электролиты диссоциируют почти нацело. Напротив, для слабых электролитов (р-ры к-ых содержат моло ионов) подобное взаимодействие невелико и кажущаяся степень диссоциации для них практически совпадает с истинной.