Р-ры электролитов1

1. Растворы электролитов

2. Сильные и слабые электролиты

Существующий шаг к современному представлению о строении
растворов электролитов был сделан Фарадеем в 30-е годы XIX-го
века. Фарадей первым указал на возможность диссоциации
электролита на ионы. Но, по мнению Фарадея, это явление
происходит только под влиянием электролитического поля.
Электролит в переводе с греческого «разлагаемый
электричеством». Возникшие в результате такого разложения
ионы – «скитальцы» - устремлялись к электродам под действием
электростатического взаимодействия, переносят ток через раствор.
Представления Фарадея оправдываются в растворах слабых
электролитов при очень больших напряженностях полях, равных
приблизительно 50 МВ/м, при которых диссоциация поля
становится практически полной.

3. Равновесие в растворах электролитов

Осмотическое давление.
В достаточно разбавленных растворах осмотическое
давление
π=CRT.
Для растворов неэлектролита (раствор сахара в воде)
уравнение хорошо согласуется с
экспериментальными данными.

4.

Для растворов электролитов (NaCl)
экспериментальные значения π
значительно больше теоретических.
Для формального учета этого явления
был введен изотонический коэффициент
Вант-Гоффа
i=1+α(ϑ-1).

5.

π=iCRT
где i>1, т.е. общее число частиц в растворах
электролитов больше, чем в растворах
неэлектролитов при той же молярной концентрации

6.

7.

8. Теория Аррениуса. Равновесие в растворах слабых электролитов.

9.

10. Ионное равновесие в растворах электролитов

11.

12.

Сильные и слабые электролиты
Электролиты – это химические соединения, которые
в растворе полностью или частично диссоциируют на
ионы (NaCl, HCl, HNO3, большинство органических и
неорганических солей).
К слабым электролитам в водных растворах относят
органические кислоты и основания, пиридин и др.
В настоящее время в связи с развитием химии неводных
растворов (Измайлов и др.) показано, что сильные и
слабые электролиты являются двумя различными
состояниями химических соединений (электролитов) в
зависимости от природы растворителя. В одном
растворителе данный электролит может быть сильным
электролитом, в другом – слабым.

13.

14.

15. На основе теории Аррениуса было сформулированно понятие о произведении растворимости L_S для труднорастворимых соединений типа

16. Недостатки классической теории электролитической диссоциации

17.

18. Протонная теория кислот и оснований Бредстеда-Лоури

Данная теория игнорирует взаимодействие
ионов с диполями воды или другого растворителя,
т.е. ион-дипольное взаимодействие. А именно это
взаимодействие, как будет доказано далее ,
является физической основой образования ионов
в растворе при растворении электролитов. Т.о.,
без учета ион-дипольного взаимодействия нельзя
было объяснить процесс образования ионов и
устойчивость ионных систем. Теория Аррениуса
оставляет открытым вопрос о причинах
электролитической диссоциации.

19.

20. Теория диссоциации слабых электролитов (Льюис и Измайлов)

Протонная теория кислот и
оснований Бредстеда-Лоури

21.

22. Ион-дипольное взаимодействие в растворах электролитов. Механизм образования растворов электролитов.

Кислота – акцептор электронной пары.
Основание – донор пары электронов. По Льюису
реакция происходит следующим образом:
Теория Льюиса не противоречит теории
Бредстеда, она включает в круг кислотноосновного взаимодействия значительно большее
число соединений и очень удобна для объяснения
механизма органических реакций.

23.

24.

25.