Головна |
активність іона а дорівнює його молярної концентрації С, помноженої на коефіцієнт активності ?
а = С · ?
Коефіцієнти активності різних іонів відрізняються один від одного. Крім цього, вони залежать від концентрації розчину. У концентрованих розчинах коефіцієнт активності зазвичай менше одиниці, що вказує на взаємодію між іонами, що приводить до їх взаємного зв'язування. У розведених розчинах ? наближається до одиниці. Це свідчить про слабкий межіонном взаємодії, тому що в таких розчинах відстані між іонами настільки великі, що дія між-іонних сил майже не проявляється.
У розведених розчинах природа іонів мало впливає на значення їх коефіцієнтів активності. Встановлено, що в таких системах величина ? залежить лише від заряду іона і від іонної сили розчину I (Табл. 11).
Таблиця 11. Коефіцієнти активності одно-, дво- і трехзарядних іонів в розчинах з різною іонною силою
Іонна сила розчину, I | коефіцієнт активності | ||
однозарядні іони | двозарядні іони | трехзарядние іони | |
0,001 | 0,96 | 0,87 | 0,72 |
0,002 | 0,95 | 0,81 | 0,63 |
0,005 | 0,92 | 0,72 | 0,48 |
0,01 | 0,89 | 0,63 | 0,35 |
0,05 | 0,81 | 0,43 | 0,15 |
0,1 | 0,76 | 0,34 | 0,084 |
0,2 | 0,70 | 0,24 | 0,041 |
0,5 | 0,62 | 0,15 | 0,014 |
Під іонною силою розчину розуміють полусумму творів молярних концентрацій всіх, хто знаходиться в розчині іонів на квадрат їх заряду
I = ? (C1z12 + C2z22 + ... + Cnzn2),
де С1, З2, ..., Сn - Молярні концентрації іонів в розчині; z1, z2, ..., Zn - Заряди іонів, що знаходяться в розчині.
У розведених розчинах, іонна сили яких менше або дорівнює 0,01 (I ? 0,01), коефіцієнт активності розраховується за формулою lg ? = -0,5 z2 .
У розчинах з середнім розведенням (0,5> I> 0,01)
У ще більш концентрованих розчинах коефіцієнт активності розраховують по більш складних формул.
Еріх Арманд Артур Йозеф Гюккеля (1896 - 1980) - Один з основоположників квантової хімії, творець теорії сильних електролітів (спільно з П. Дебаєм).
У 1922 Гюккеля спільно з Максом Борном виконав дослідження вращательно-коливальних спектрів багатоатомних молекул. У 1923-1925 спільно з Петером Дебаєм розробив теорію розчинів сильних електролітів (теорія Дебая-Гюккеля). Властивості розбавлених розчинів сильних електролітів в розчинниках з високою діелектричної проникністю були кількісно витлумачені ними на основі припущення про повну дисоціації електролітів при обліку електростатичного взаємодії між зарядженими частинками.
Іонна сила плазми крові людини і більшості інших біологічних рідин близька до 0,15. Іонна сила ізотонічного розчину NaCl (0,9%) також дорівнює 0,15. Таким чином, при проведенні біохімічних досліджень, виконанні дослідів на ізольованих органах і тканинах необхідно використовувати не тільки ізотонічні розчини, а й розчини з однаковою іонною силою.
При значному збільшенні іонної сили розчину в ньому зменшується кількість вільної води, що не бере участь в гідратації іонів. Це призводить до дегідратації природних поліелектролітів (білків, нуклеїнових кислот і ін.), В результаті чого змінюється їх конформація і спостерігається часткове висолювання, тобто випадання даних полімерів з розчинів в осад.
Теорія сильних електролітів, створена Дебаєм і Гюккеля, має досить складний математичний апарат і беззастережно може бути застосована до розчинів, концентрація іонів в яких не перевищує 0,1 моль / л. В цьому випадку висновки теорії добре узгоджуються з експериментальними даними.
Для розчинів з більш високою концентрацією вона вже не характеризує досить повно надзвичайно складну картину взаємодії між усіма частинками, що знаходяться в системі.
В даний час встановлено, що в більш концентрованих розчинах між зарядженими іонами можливе утворення іонних пар або іонних двійників, які утворюються за рахунок дії кулонівських сил і проявляють властивості електронейтральних частинок.
Наприклад, освіта іонних двійників з вихідних індивідуальних іонів в розчині KCl можна схематично представити наступним чином:
K+ + Cl- = K+Cl-
Така асоціація іонів виявлена ??у водних розчинах калій-хлориду при концентрації солі ? 27-30 моль / л.
У наведених розчинниках з низькою діелектричною проникністю дані процеси можливі й при більш низьких концентраціях розчинених речовин.
Експериментально встановлено, що в концентрованих розчинах електролітів поряд з незарядженими іонними парами можуть утворюватися і частки більш високого порядку: іонні трійники, нейтральні асоціати, що складаються з двох і більше іонних пар і т.д.
Висновок теоретичних рівнянь для розрахунку коефіцієнтів активності в таких системах можливий при встановленні більш точних уявлень про будову електролітів, про природу і обліку всіх сил, які діють в розчині між які перебувають в ньому частинками розчинника і розчиненої речовини.
Роль осмосу в біологічних процесах | Таким чином, відповідно до закону Рауля тиск насиченої пари розчинника над розчином прямо пропорційно мольної частці розчинника. | Розчини замерзають при більш низькій температурі, ніж чистий розчинник. | Таким чином, розчини різних за своєю природою речовин, але з однаковою моляльній концентрацією будуть кипіти і замерзати при одній і тій же температурі. | Застосування методів кріоскопії і ебулліоскопіі | Колігативні властивості електролітів. Ізотонічний коефіцієнт Вант-Гоффа | Електролітична дисоціація | Загальна характеристика електролітів | слабкі електроліти | Ступінь дисоціації слабкого електроліту зменшується, якщо внести в його розчин навіть у невеликій кількості сильний електроліт, що містить в своєму складі однойменні іони. |