Составители:
Рубрика:
8
сольватная оболочка), не столь правильно ориентированных и совершающих
самостоятельные тепловые движения.
Таким образом, вокруг каждого иона в растворе находится сольватная обо-
лочка, которая препятствует их соединению в недиссоциированные молекулы.
Теплоты сольватации солей велики и соизмеримы с тепловыми эффектами
обычных химических реакций. Высокая теплота сольватации показывает, что
ионы образуют очень прочные сольваты, характеризующиеся малым значением
внутренней энергии. Установлено, что теплота сольватации тем больше, чем
выше заряд иона и чем меньше его радиус. Сольватация ионов приводит к су-
щественным нарушениям молекулярной структуры растворителя, что имеет
особенное значение для водных растворов. При рассмотрении водных раство-
ров электролитов для сольватации используют специальный термин – гидра-
тация.
Ионы в растворе распределены равномерно, т.е. какую бы малую часть
раствора мы не выделили, в ней всегда будет соблюдаться равенство заря-
да положительных ионов заряду отрицательных ионов. Это положение на-
зывается законом электронейтральности и используется во всех выводах в
электрохимии. Его можно математически записать как
zz
νν
++ −−
= , (2.7)
где
ν
+
и
ν
−
- соответственно число положительно заряженных ионов (катионов)
и отрицательно заряженных ионов (анионов);
z
+
и
z
−
- соответственно заряды
катионов и анионов
1
.
Перейдем к еще одному из вышеотмеченных недостатков теории Аррениу-
са – игнорированию взаимодействия частиц растворенного вещества между со-
бой, т.е. рассмотрим кратко теорию межионного взаимодействия. Для этого
первоначально введем понятия об активности и коэффициенте активности
применительно к электролитам.
Известно [8], что для применения к реальным системам уравнений, описы-
вающих свойства идеальных растворов, вместо обычных величин – давления,
концентрации и других – в них стали использовать величины, взятые из опыта.
Так, упругость пара заменялась на величину, названную летучестью, или фу-
гитивностью, а концентрация – на активность.
Если, например, формулу кислоты представить в общем виде как HA, то
уравнение
HA
HA
HA
cc
K
c
+−
= , (2.8)
определяющее константу диссоциации слабой кислоты и справедливое для иде-
альных систем, по Льюису будет применимо к реальным системам, если его
переписать так:
1
Следует помнить, что величины
z
+
и
z
−
- это соответственно положительные или отрица-
тельные числа, определяющие знак и число элементарных зарядов e ионов и часто отожде-
ствляемые
[
4, 5
]
с валентностью ионов. Величины же зарядов ионов определяются соответ-
ственно, как ze
+
и ze
−
, где в системе СИ элементарный заряд
19
1,6021892 10
e Кл
−
=⋅
[
7
]
.
Страницы
- « первая
- ‹ предыдущая
- …
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- …
- следующая ›
- последняя »
