ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации из "Общая химия 1982" Одиако падение степени диссоцпации объясняется не образованием молекул, а увеличением тормозящего действия ионной атмосферы. В связи с этим, определяемое по электропроводности (или другими методами) значенне степени диссоциации сильных электролитов называется кажущейся степенью диссоциации. [c.241] Аналогично силы межионного притяжения и отталкивания влияют и на величину осмотического давления, которая, несмотря на полную диссоциацию, все же меньще, чем следовало бы ожидать при удвоенном, утроенном и большем числе частиц. Следовательно, все свойства раствора электролита, зависящие от концентрации ионов, проявляются так, как если бы число ионов в растворе было меньше, чем это соответствует полной диссоциации электролита. [c.241] Коэффициенты активности различных ионов различны. Кроме того, они изменяются при изменении условий, в частности при пз-менении концентрации раствора, В концентрированных растворах коэффициент активности обычно меньше единицы, а с разбавлением раствора он приближается к единице. Значение /, меньшее единицы, указывает на взаимодействие между ионами, приводящее к их взаимному связыванию. Если же коэффициент активности близок к единице, то это свидетельствует о слабом межионном взаимоденствии. Действительно, в очень разбавленных растворах средние расстояния ионов друг от друга настолько велики, что действие межионных сил почти не проявляется. [c.241] В табл. 13 приведены значения коэффициентов активности для нонов разного заряда при различных ионных силах раствора. Пользуясь данными этой таблицы, нетрудно, напрнмер, установить, что в упомянутом выше растворе коэффициенты активности однозарядных ионов Ка+ а С1 одинаковы ц равны 0,82, а коэффициент актнвиост двухзарядного иопа Ва + равен 0,45. [c.242] Если пользоваться значениями активности, то законы химического равновесия можно применять и к сильным электролитам. В частности, при этом можно получить значения констант диссоциации сильных кислот. В выражении константы диссоциации вместо концентраций ионов и недиссоциированных молекул будут стоять их активности. Несмотря на некоторую формальность такого рода констант, они полезны, так как дают возможность сравнивать друг с другом свойства сильных кислот. В табл. 14 приведены константы диссоциации некоторых сильных кислот, выраженные через активности. [c.242] При диссоциации любой кислоты образуются ионы водорода. Поэтому все свойства, которые являются общими для водных растворов кислот, мы должны объяснить присутствием гидратированных ионов водорода. Это они вызывают красный цвет лакмуса, сообщают кислотам кислый вкус и т. д. С устранением иоиов водорода, например при нейтрализации, исчезают и кислотные свойства. Поэтому теория электролитической диссоциацин определяет кислоты как электролиты., диссоциируюи ив в растворах с образованием ионов водорода. [c.243] СВОЙСТВ является гидрокснд-нон. Поэтому с точки зрения теории электролитической диссоциации основания — это электролиты, диссоциирующие в растворах с отщеплением гидроксид-ионов. [c.244] Сила оснований, как и сила кислот, зависит от величины константы диссоциации. Чем больше константа диссоциации данного основания, тем оно сильнее. [c.244] Гидроксиды, обладающие этим свойством, называются амфотерными гидроксидами илн а м ф о т е р н ы м и з л е к т р о -лита м и. К таким гидроксидам, кроме гидроксида цинка, относятся гидроксиды алюминия, хрома и некоторые другие. [c.244] Таким образом, в растворе амфотерного электролита существует сложное равновесие, в котором участвуют продукты диссоциации как по типу кислоты, так и по тппу основания. [c.244] Явление амфотерности наблюдается также среди некоторых органических соединенпй. Важную роль око играет в биологической химии например, белки — амфотерные электролиты. [c.244] Соли можно определить как электролиты, которые прн растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от гидроксид-нонов. Таких ионов, которые были бы общими для водных растворов всех солей, нет поэтому солн и не об.тадают общими свойствами. Как правило, соли хорошо диссоц .1ируют, и тем лучше, чем меньше заряды ионов, образующих соль. [c.244] Изучение подобного рода реакций, а также реакций, протекаю ших в неводных средах, привело к созданию более общих представлений о кислотах и основаниях. К важнейшим нз современных теорий кислот и оснований принадлежит протонная теория, выдвинутая в 1923 г. [c.245] Вернуться к основной статье