Под активностью ионов подразумевают ту их эффективную (условную) концентрацию, соответственно которой они количественно проявляют себя в растворе

Активность иона а равна его молярной концентрации с, умноженной на коэффициент активности γ

а = с · γ

Коэффициенты активности различных ионов отличаются друг от друга. Кроме этого, они зависят от концентрации раствора. В концентрированных растворах коэффициент активности обычно меньше единицы, что указывает на взаимодействие между ионами, приводящее к их взаимному связыванию. В разбавленных растворах γ приближается к единице. Это свидетельствует о слабом межионном взаимодействии, т.к. в таких растворах расстояния между ионами настолько велики, что действие меж-ионных сил почти не проявляется.

В разбавленных растворах природа ионов мало влияет на значения их коэффициентов активности. Установлено, что в таких системах величина γ зависит лишь от величины относительного заряда иона и от ионной силы раствора I (табл. 11).

Таблица 11. Коэффициенты активности одно-, двух- и трехзарядных ионов в растворах с различной ионной силой

Ионная сила раствора, I	Коэффициент активности
однозарядные ионы	двухзарядные ионы	трехзарядные ионы
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

Под ионной силой раствора понимают полусумму произведений молярных концентраций всех находящихся в растворе ионов на квадрат их относительного заряда

I = ½ (c₁z₁² + c₂z₂² + … + c_nz_n²),

где с₁, с₂, …, с_n – молярные концентрации ионов в растворе; z₁, z₂, …, z_n – заряды ионов, находящихся в растворе.

В разбавленных растворах, ионная силы которых меньше или равна 0,01 (I ≤ 0,01), коэффициент активности рассчитывается по формуле lg γ = –0,5 z² .

В растворах со средним разбавлением (0,5 > I > 0,01)

В еще более концентрированных растворах коэффициент активности рассчитывают по более сложным формулам.

Эрих Арманд Артур Йозеф Гюккель (1896 – 1980) – один из основоположников квантовой химии, создатель теории сильных электролитов (совместно с П. Дебаем).

В 1922 Гюккель совместно с Максом Борном выполнил исследование вращательно-колебательных спектров многоатомных молекул. В 1923-1925 совместно с Петером Дебаем разработал теорию растворов сильных электролитов (теория Дебая-Гюккеля). Свойства разбавленных растворов сильных электролитов в растворителях с высокой диэлектрической проницаемостью были количественно истолкованы ими на основе предположения о полной диссоциации электролитов при учёте электростатического взаимодействия между заряженными частицами.

Ионная сила плазмы крови человека и большинства других биологических жидкостей близка к 0,15. Ионная сила изотонического раствора NaCl (0,9%) также равна 0,15. Таким образом, при проведении биохимических исследований, выполнении опытов на изолированных органах и тканях необходимо использовать не только изотонические растворы, но и растворы с одинаковой ионной силой.

При значительном увеличении ионной силы раствора в нем уменьшается количество свободной воды, не участвующей в гидратации ионов. Это приводит к дегидратации природных полиэлектролитов (белков, нуклеиновых кислот и др.), в результате чего изменяется их конформация и наблюдается частичное высаливание, т.е. выпадение данных полимеров из растворов в осадок.

Теория сильных электролитов, созданная Дебаем и Гюккелем, имеет достаточно сложный математический аппарат и безоговорочно применима к растворам, концентрация ионов в которых не превышает 0,1 моль/дм³. В этом случае выводы теории хорошо согласуются с экспериментальными данными.

Для растворов с более высокой концентрацией она уже не характеризует достаточно полно чрезвычайно сложную картину взаимодействия между всеми частицами, находящимися в системе.

В настоящее время установлено, что в более концентрированных растворах между заряженными ионами возможно образование ионных пар или ионных двойников, которые образуются за счет действия кулоновских сил и проявляют свойства электронейтральных частиц.

Например, образование ионных двойников из исходных индивидуальных ионов в растворе KCl можно схематически представить следующим образом:

K⁺ + Cl^– = K⁺Cl^–

Такая ассоциация ионов обнаружена в водных растворах калий-хлорида при концентрации соли ≈ 27-30 моль/дм³.

В неводных растворителях с низкой диэлектрической проницаемостью данные процессы возможны и при более низких концентрациях растворенных веществ.

Экспериментально установлено, что в концентрированных растворах электролитов наряду с незаряженными ионными парами могут образовываться и частицы более высокого порядка: ионные тройники, нейтральные ассоциаты, состоящие из двух и более ионных пар и т.д.

Вывод теоретических уравнений для расчета коэффициентов активности в таких системах возможен при установлении более точных представлений о строении электролитов, о природе и учете всех сил, которые действуют в растворе между находящимися в нем частицами растворителя и растворенного вещества.

Теория кислот и оснований.
Буферные растворы

Дата добавления: 2014-01-04