Оглавление 90 91 92 93 94 — — — 270 

Состояние сильных электролитов в растворе. Теория Аррениуса во всех своих выводах исходит из предположения, что между находящимися в растворе ионами не действуют никакие сколько-нибудь заметные силы и что подвижность ионов не зависит от их концентрации. Но ведь ионы являются электрически заряженными частицами. Если в растворах слабых электролитов, где концентрация ионов ничтожна, силами электрического взаимодействия между ионами можно пренебречь, то в растворах сильных электролитов дело обстоит несколько иначе. Вследствие значительной концентрации ионов среднее расстояние между ними сравнительно мало. Например, в насыщенном растворе хлористого натрия среднее расстояние между ионами всего только в два раза больше, чем в кристаллах NaCl. При таких условиях силы между ионного притяжения и отталкивания становятся довольно большими. Они-то и являются причиной отклонения сильных электролитов от закона действия масс.

В настоящее время имеется хорошо разработанная теория, которая на основе учета действующих между ионами сил объясняет особенности поведения сильных электролитов в растворах. Ввиду математической сложности этой теории о ней можно дать здесь лишь самое общее представление.

Благодаря исследованиям структуры кристаллов мы знаем, что соли, являющиеся наиболее типичными сильными электролитами, уже в твердом виде состоят не из молекул, а из отдельных ионов. Но если молекулы, как таковые, отсутствуют в массе твердого вещества, то естественно предположить, что они отсутствуют и в растворе этого вещества. Поэтому следует считать, что в водных растворах все сильные электролиты, независимо от их концентрации, полностью ионизированы. Однако в таких растворах ионы не являются вполне свободными, движение их стеснено взаимным притяжением друг к другу. Благодаря этому притяжению каждый ион как бы окружен шарообразным роем противоположно заряженных ионов, получившим название «ионной атмосферы».. Пока раствор находится в равновесии, т. е. в нем не происходит химических реакций, диффузии и т. п., ионная атмосфера симметрична и силы, действующие на центральный ион, взаимно уравновешиваются.

Если опустить в раствор электроды, соединенные с источником электрического тока, то разноименно заряженные ионы начинают перемещаться в противоположные стороны. При этом каждый ион стремится вырваться из своей ионной атмосферы; но покидаемая им атмосфера притягивает его обратно, вследствие чего движение иона замедляется, а следовательно, уменьшается число ионов, проходящих через раствор в единицу времени, т. е. сила тока. Чем больше концентрация раствора, тем сильнее проявляется тормозящее действие ионной атмосферы, тем меньше будет электропроводность раствора. Отсюда создается впечатление, что с увеличением концентрации число ионов в растворе уменьшается. Но в действительности диссоциация при любых концентрациях остается полной; поэтому, измеряя электропроводность, мы определяем лишь кажущуюся степень диссоциации..

Аналогичным образом силы междуионного притяжения и отталкивания влияют и на измеряемую нами величину осмотического давления, которая, несмотря на полную диссоциацию, все же меньше, чем следовало бы ожидать при удвоенном, утроенном и т. д. числе частиц. По этой же причине оказывается ослабленной и способность ионов к химическим реакциям. Словом, все свойства раствора электролита, зависящие от концентрации ионов, проявляются так, как если бы число ионов в растворе было меньше, чем это соответствует их концентрации (в граммионах на литр), вычисленной в предположении полной диссоциации электролита.

Для оценки этой ослабленной способности ионов к реакциям в настоящее время применяется величина, называемая активностью.

Под активностью иона понимают ту эффективную, условную концентрацию его, соответственно которой он действует при химических реакциях.

Активность иона равна его концентрации, умноженной на некоторую дробь, — так называемый коэффициент активности. Если коэффициент активности меньше единицы, то это значит, что действия иона ограничены; если же коэффициент активности равен единице, то действия иона не стеснены. Последний случай имеет место только в очень разбавленных растворах, где ионы находятся настолько далеко друг от друга, что с действием междуионных сил практически можно не считаться.

Пользуясь вместо концентраций активностями ионов, можно применять закон действия масс и к сильным электролитам.

Итак, в отличие от представлений Аррениуса, современная теория диссоциации принимает, что сильные электролиты в растворе практически полностью распадаются на ионы. Поэтому, если иногда и говорят о степени диссоциации сильных электролитов, то под этим термином подразумевают кажущуюся степень диссоциации, определяемую на основании электропроводности или криоскопическим методом.

91 92 93

Вы читаете, статья на тему Состояние электролитов в растворе