Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Электролитическая диссоциация в растворах сильных и слабых электролитов в водных растворах.Стр 1 из 5Следующая ⇒
Растворы электролитов Дисперсная система – система, в которой вещество распространено в какой-то среде в виде мельчайших частиц. Чем меньше эти частицы, тем выше дисперсность. Раствор – гомогенная дисперсная система, состоящая из двух или более компонентов, в которой степень дробления вещества доведена до молекул. Соотношение между компонентами раствора может меняться произвольно. Растворитель – то, чего больше. Растворы бывают: газ в газе (воздух), газ в жидкости (минеральная вода), газ в тведом теле (стандартный водород-платиновый электрод), жидкость в газе (туман), жидкость в жидкости (огромное количество примеров), жидкость в твердом веществе (вода в сахаре), твердое вещество в газе (дым), твердое вещество в воде (сахар в воде), твердое вещество в твердом веществе (сплавы). Газ в жидкости Растворяется практически без взаимодействия с растворителем - Н2, О2, СО2 в воде, и с взаимодействия с растворителем – NH3, SO2, H2S в воде. При повышении температуры растворимость газов уменьшается, при увеличении давления возрастает. Объект нашего рассмотрения – водные растворы. Истинные растворы – размер частиц менее 10-7см, Коллоидные растворы - размер частиц менее 10-7 - 10-5см Взвеси – суспензии (твердое вещество в жидкости) и эмульсии, например, молоко (жидкое вещество в жидком) Растворы разбавленные, концентрированные, насыщенные, ненасыщенныс (С< Снасыщ.) и пересыщенные (С > Снасыщ.). Насыщенный раствор – раствор, в котором при данной температуре и давлении вещество больше не растворяется. Молярные концентрации (М) – определяются количеством моль растворенного вещества в 1 литре раствора Для пересчета концентраций используется соотношение n = М1∙ V1 = М2∙ V2 (46) где n - число моль растворенного вещества, М1, М2 и V1, V2 – исходная и конечная концентрации и объемы растворов. Зависимость растворимости от температуры – процесс растворения преимущественно эндотермический (привести график) Электролитическая диссоциация в растворах сильных и слабых электролитов в водных растворах. Раствор, в котором присутствуют подвижные ионы, становится электропроводным. Вещества, растворы которых проводят электричекий ток, называются электролитами.. Водные растворы многих других веществ, например, сахара, глюкозы, спирта, из-за того, что в их растворах отсутствуют ионы, практически не проводят электрический ток, и поэтому эти вещества называются неэлектролитами.
Электролитическая диссоциация – это полный или частичный распад растворенного вещества на сольватированные (гидратированные) ионы под действием растворителя. Концентрации ионов в растворах сильных электролитов Пример Al2(SO4)3 → 2 Al3+ + 3 SO42- При исходной концентрации соли С[Al2(SO4)3] = 1моль/л в соответствии со стехиометрическими коэффициентами концентрация ионов должна быть – С(Al3+) = 2моль/л, С(SO42-) = 3моль/л. На деле концентрация этих ионов несколько меньше. В растворах сильных электролитов нет молекул, но могут образовываться ассоциаты с растворителем. Для несвязанных с растворителем активных ионов было введено соотношение a ≤ C (49), где a = f∙C, f – коэффициент активности. f → 1 при С → 0. Коэффициент активности f зависит от суммы всех ионов т.е. от концентрации вещества (∑Ci),, и от зарядов Z ионов. Чем больше эти характеристики, тем больше коэффициент активности f. Существует соотношение, называемое ионной силой раствора μ, связывающее эти величины: μ = ½ ∑Ci∙ Z2 (50) Далее коэффициенты активности f вычисляются с помощью многих соотношений, простейшее - соотношение Дебая-Хюккеля lgf = -0.5 Z2√ μ (для μ < 0.01) (51) lgf = (-0.5 Z2√ μ)/ 1+√ μ (для μ в интервале 0.1 -0.01) (52) lgf = (-0.5 Z2√ μ)/ (1+√ μ) + 0.2 μ (для μ > 0.1) (53) Рассмотреть пример расчета
Слабые электролиты Рассмотреть примеры диссоциации кислот, оснований и солей с приведением констант диссоциации: НСN, NH3∙OH, Fe(OH)3, H3PO4, KHCO3, AlOHCl2, K2[HgI4] Амфотерность гидроксидов с точки зрения теории электролитической диссоциации. Реакции амфотерных гидроксидов с кислотами и основаниями Решение уравнения: а) при соотношении (если степень диссоциации α = ) для решения уравнения используется соотношение [Н+] = (56) б) при соотношении C/K > 100 [Н+] = (57) Аналонично для основания NH3∙ H2O NH4+ + OH-: [OН-] = или [ОН-] = Провести расчет концентраций ионов в одноосновной кислоте на примере HNO2 и
основании NH3∙OH. Расчёт равновесных концентраций ионов в растворах слабых многоосновных кислот – на примере H3PO4 Пусть С(H3PO4) = 1 моль/л. H3PO4 Н+ + H2PO4- ; K1 = 8∙ 10-3 H2PO4- Н+ + HPO42-; K2 = 6∙ 10-8, HPO42- Н+ + PO43- ; K3 = 4∙ 10-13 Исходя из значений констант диссоциации k1 >> k2 >> k3 определение концентрации [Н+] и рН растворов осуществляется только по 1 ступени. = 8∙ 10-3 > 100 [Н+] = = ≈ 9 ∙ 10-2 [Н+] ≈ [H2PO4- ] ≈ 9 ∙ 10-2 Cтепень диссоциации α = = 9 ∙ 10-2 = 9% По второй ступени диссоциации K2 = . Полученное по первой ступени соотношение [Н+] ≈ [H2PO4- ] позволяет их сократить в уравнении для K2: K2 ≈ [ HPO42-]. Таким образом для любой многоосновной кислоты концентрация анионов по второй ступени приблизительно равна второй константе K2 диссоциации кислоты. Пи третьей ступени диссоциации K3 = C учетом того, что равновесное количество протонов определяется первой ступенью ( [Н+] ≈ 9 ∙ 10-2) [ PO43-] = = = 6∙ 10-8 ∙ 4∙ 10-13/9 ∙ 10-2 ≈ 3∙10-19 Концентрация недиссициированных молекул [ H3PO4] = C - [Н+] = 1 - 9 ∙ 10-2 = 1- 0.09 = 0.91
Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды Kw, его зависимость от температуры. Вода – слабый электролит. Н2О Н+ + ОН-, Kх.р. = 1.8∙ 10-16 Kх.р. = = ; [ Н+][ОН-] = K х.р. ∙ 55.55 = К W =10-14 (58) Зависимость КW от температуры: t КW 00C 0.13∙ 10-14 220C 10-14 550C 5.95 ∙ 10-14 1000C 7.4 ∙ 10-14 Нейтральная среда: из соотношения [ Н+][ОН-] =10- 14 [ Н+] = [ОН-] = 10-7 Кислотная среда: [ Н+] > [ОН-] > 10-7 Щелочная среда: [ Н+] < [ОН-] < 10-7 Водородный показатель как универсальная характеристика водных растворов. pH = - lg [ Н+] pOH = - lg [ОН-] При логарифмировании выражения [ Н+][ОН-] =10-14 получаем pH + pOH = 14 Рассмотреть вопрос о том, какая среда при pH = 7 в растворе при 550С.
Кислотно – основные индикаторы, их применение для определения кислотности раствора. Индикаторы – соединения, изменяющие свой цвет под влиянием среды. Обычно это слабые кислоты HInd, у которых цвет недиссоциированного соединения отличается от цвета аниона Ind-. Механизм действия индикатора можно грубо представить уравнением: HInd (окраска I) H+ + Ind- (окраска II) В кислой среде равновесие сдвигается в сторону недиссициированной формы HInd (окраска I), а в щелочной - сторону анионной формы Ind- (окраска II). Природные индикаторы (свекла, лимон) Смесь слабых кислот HA H+ + A- KHA = ; [A-] = Н Ac H+ + Ac- KHAc = ; [Ac-] = Оба равновесия из-за взаимного влияния протонов сдвинуты влево. Поэтому [HA] ≈ CHA, [HAс] ≈ CHAс [H+] = [A-] + [Ac-] = + [H+]2 = Ka∙ [HA] + Ka∙ [HAc] = Ka∙ CHA + Ka∙ CHAс [H+] = Буферные растворы. Буферные растворы (англ. buffer, от buff — смягчать удар) — растворы с определённой устойчивой концентрацией водородных ионов; смесь слабой кислоты и ее соли (СН3СООН и CH3COONa — ацетатный буфер) или слабого основания и его соли (NH3 и NH4CI — аммиачный буфер). Величина рН буферного раствора мало изменяется при добавлении небольших количеств свободной сильной кислоты или щёлочи при разбавлении или концентрировании. Буферные растворы широко используют в различных химических и биохимических процессах. Ацетатный буфер СН3СООН H+ + СН3СОО- CH3COONa → Na+ + СН3СОО- Аммиачный буфер NH3 ∙ Н2О NH4+ + ОН- NH4CI → NH4+ + CI- Значение pH буферного раствора можно рассчитать по формуле, полученной в предыдущей задаче при рассмотрении смеси слабой кислоты и ее соли
[ H + ] ≈ KHAc ∙ = KHAc ∙ или pH = pK + lg Для смеси слабго основания ( NH3∙ OH) и его соли можно получить аналогичные соотношения: [ OH - ] ≈ Kb ∙ = Kb ∙ или p О H = pK + lg Механизм буферного действия 1. Разбавление или упаривание буферного раствора не влияет на величину рН, поскольку в формуле для ее расчета концентрация составляющих одного раствора содержится и в числители, и в знаменателе: [ H + ] ≈ Ka ∙ 2. Прибавление ограниченного количества кислоты или щелочи мало влияет на величину рН, поскольку в кислотных буферных системах это количество кислоты будет связываться с анионами соли с образованием прочной формы малодиссоциированной кислоты, а при добавлении щелочи роль буфера выполнит сама слабая кислота, связывая OH- в малодисоциируемую воду. В щелочных буферных системах эффекты аналогичны, только кислоту будут связывать молекулы слабого основания, а щелочь – катионы аммония. Буферная емкость определяется количеством кислоты (или щелочи), которое можно прибавить к 1л буферного раствора, чтобы рН изменился на 1. Рассмотрим ацетатный буферный раствор. СН3СООН H+ + СН3СОО- CH3COONa → Na+ + СН3СОО- Для него [H+] ≈ KHAc ∙ (a) Рассчитаем буферную емкость по кислоте без учета разбавления растворов. Добавление сильной кислоты вызовет связывание анионов СН3СОО- и увеличение количества слабой кислоты ровно на такое количество одноосновной сильной кислоты, которое мы добавляем в раствор. Пусть количеством кислоты, которое можно прибавить к 1л буферного раствора, чтобы рН изменился на 1, равно х (моль/л). При этом [H+] возрастет в 10 раз. 10 [H+] ≈ Ka∙ (b) Разделив уравнение (b) на уравнение (a), получим: 10 = : В простейшем случае CHAс = CNaAс. = 1 моль/л получаем значение х=0.82 моль/л. Прибавление такого количество кислоты изменит рН на 1. При расчете буферной емкости по щелочи следует иметь в виду, что [H+] уменьшится в 10 раз и добавление сильной щелочи вызовет связывание уксусной кислоты и увеличение количества СН3СОО-: 1/10 = : . В данном простейшем случае CHAс = CNaAс. = 1 моль/л значениие буферной емкости по щелочи будес совпадать с ее значением по кислоте - 0.82 моль/л. Для аммиачного буферного раствора рассуждения аналогичны. Для подбора буферных растворов с определенным значением рН можно использовать формулу
pH = pK + lg При Cсоли = Cкислоты значения pH = pK. Для получения более точное значения рН следует варьировать соотношение Cсоли /Cкислоты и учитывать разбавление растворов. Буферные растворы имеют большое значение для протекания реакций в живых организмах. Например, в крови постоянство водородного показателя рН в пределах 7,37-7,44 поддерживается тремя независимыми буферными системами: бикарбонатной, фосфатной и белковой. Бикарбонатная буферная система - мощнейшая и, вместе с тем, самая управляемая система внеклеточной жидкости и крови, на долю которой приходится около 10 % всей буферной ёмкости крови. Представляет собой сопряжённую кислотно-основную пару, состоящую из молекулы угольной кислоты H2CO3, являющуюся источником протона и гирокарбонат-аниона HCO3−. Вне организма реализуется буфер с рН ≈ 6.35. В крови емкость фосфатной буферной системы невелика (составляет не более 1% общей буферной емкости), в связи с низким содержанием фосфатов в крови. Фосфатный буфер выполняет значительную роль в поддержании физиологических значений рН во внутриклеточных жидкостях и моче. Буфер образован неорганическими фосфатами. Кислотно-основная пара - дигидрофосфат (NaH2PО4) и гидрофосфат (Na2HPО4). Вне организма может давать буфер с рН ≈ 7.21. Белковая буферная система - самая мощная буферная система крови (в 9 раз мощнее бикарбонатной). На ее долю приходится 75 % всей буферной ёмкости крови. Белки́ плазмы крови, благодаря наличию кислотно-основных групп в молекулах белков образуют буферную систему, наиболее эффективную в диапазоне pH 7,2—7,4 Лекция 18. Теория Аррениуса не учитывала очень многих аспектов взаимодействий в растворах электролитов, например, не могла объяснить нейтрализацию кислоты солью слабого основания, не учитывала взаимодействия с растворителем, ограничивалась только водными растворами и не позволяла объяснить наличие основных свойств аммиака, фосфина и других соединений, не содержащих гидроксогрупп. Автопротолиз Протонный растворитель — растворитель, способный к автопротолизу, то есть передаче иона H+ от одной молекулы к другой. Это растворители, содержащие полярную связь с участием водорода и неподеленную электронную пару на каком-либо другом неметалле (чаще всего, азоте, кислороде или фторе): 2H2О H3О+ + ОН-, 2 NH3 NH4+ + NН2-, 2H2SO4 H3SO4+ + HSO4-, 2HF H2F+ +F-, HNO3 + H2SO4 H2NO3+ + HSO4- H2O + NO2+ + HSO4-. Электронная теория Льюиса В теории Льюиса (1923 г.). кислота — молекула или ион, имеющие вакантные электронные орбитали, вследствие чего они способны принимать электронные пары. Это, например, протоны, ионы металлов, способные к комплексообразованию, соли типа AlCl3, димеризующиеся в Al2Cl6, а также такие вещества как BeF2, BF3 и др.. Кислоты Льюиса, не содержащие ионов водорода, называются апротонными. Основание Льюиса — это молекула или ион, способные быть донором электронных пар: все анионы и молекулы, имеющие неподеленные пары (аммиак, вода, галогенид-ионы и др.) являются основаниями Льюиса.
В координационных соединениях Льюисовы кислоты – катионы или атомы металла, Льюисовы основания – лиганды.
Лекция 19. Гетерогенные равновесия Растворимость веществ в воде. Насыщенные и пересыщенные растворы. Строгих закономерностей, позволяющих предсказать растворимость того или иного соединения в воде, не существует. Процесс растворения ионных соединений связан с разрушением кристаллической решетки. Если энергия кристаллической решетки (ЭКР) больше энергии гидратации, то кристаллическое вещество не растворится в воде, если ЭКР меньше энергии гидратации, то кристаллическое вещество растворится. Имеют место наблюдения, что малый размер анионов F-, OH- часто приводит к тому, что их связи с ионами металла в кристаллических решетках очень прочные. Кристаллические решетки соединений с анионами с большим зарядом, такими как CO32-, PO43-, также часто имеют повышенные значения энергий. С другой стороны, соли больших по размерам однозарядных катиона NH4+ и анионов NO3-, ClO4- практически всегда растворимы в воде, что свидетельствует о пониженных значениях их ЭКР или больших энергиях гидратации, обусловленных множеством Н-связей. Насыщенный раствор – раствор, в котором при данной температуре и давлении вещество больше не растворяется и имеет в растворе определенную концентрацию С. Ненасыщенные растворы характеризуются концентрациями С< Снасыщ., а пересыщенные С > Снасыщ.. Гетерогенное равновесие - это равновесие, устанавливающееся на границе раздела фаз - осадок (твердая фаза) какого-либо вещества, находящийся в равновесии с насыщенным раствором того же вещества (жидкая фаза). ВаSO4 ↓ Ba2+ + SO42- Для этой системы в момент равновесия скорость прямой реакции равна скорости обратной: V→ = V←, С учетом твердой фазы К→ = К←,[ Ba2+] [ SO42-]; Новая константа K = = [ Ba2+] [ SO42-] = ПР В общем случае гетерогенные равновесия осадок насыщенный раствор при данной температуре характеризуется постоянной величиной, равной произведению концентраций ионов, возведенных в степень соответствующего стехиометрического коэффициента. Эта величина называется произведением растворимости (ПР), а в более строгих расчетах заменяется произведением активностей: ПР = aaA∙ abB Влияние температуры. Растворение большинства электролитов – процесс эндотермический. Поэтому повышение температуры является одним из главных факторов увеличения растворимости соединений. Влияние одноименного иона. Для системы PbCO 3 ↓ Pb 2+ + CO 3 2- Pb (NO 3)2 → Pb 2+ + NO 3 - на основе принципа Ле Шателье показать сдвиг равновесия в сторону осадка. Обобщить – введение в систему одноименных ионов уменьшает растворимость малорастворимой соли. Провести расчет растворимости для этой системы и показать, что процесс растворимости с введением одноименных ионов резко тормозится. 3. Влияние кислотности раствора. Введение кислоты в рассматриваемую систему приводит к процессам связывания анионов CO32- с протонами: CO32- + Н+ HCO3- и далее HCO3- + Н+ Н2СО3. Таким образом, из рассматриваемой системы будут уходить анионы CO32-, что, согласно принципу Ле Шателье приведет к повышению растворимости исходного соединения. Введение кислоты повышает растворимость малорастворимого соединении, но только в том случае, если исходная соль образована кислотой – слабым электролитом. В кислых средах в этом случае могут не выпадать ожидаемые осадки. 4. Влияние комплексообразования, в том числе образования гидроксокоплексов для соединений амфотерных элементов. Комплексообразование также должно повысить растворимость, поскольку ионы, вступающие в этот процесс, будут уходить из равновесия с осадком, сдвигая его в сторону продуктов реакции. 6. Солевой эффект также способствует повышению растворимости, т.к. соли –посторонние электролиты - могут связывать ионы, участвующие в равновесии с осадком, в различные ассоциаты посредством взаимодействия с молекулами растворителя, то есть также будут частично уводить их из равновесия раствор –осадок. При расчетах этого эффекта следует иметь ввиду, что в получаемом выражении для растворимости s коэффициент активности f, имеющий величину меньше 1, будет в знаменателе: s =√ ПР/f (выражение приведено для простейшей бинарной молекулы типа АВ). Последнее приведет к увеличению значения растворимости. Способы уменьшения или увеличения растворимости малорастворимых соединений следует выбирать с учетом рассмотренных факторов, влияющих на растворимость малорастворимых солей. Растворы электролитов Дисперсная система – система, в которой вещество распространено в какой-то среде в виде мельчайших частиц. Чем меньше эти частицы, тем выше дисперсность. Раствор – гомогенная дисперсная система, состоящая из двух или более компонентов, в которой степень дробления вещества доведена до молекул. Соотношение между компонентами раствора может меняться произвольно. Растворитель – то, чего больше. Растворы бывают: газ в газе (воздух), газ в жидкости (минеральная вода), газ в тведом теле (стандартный водород-платиновый электрод), жидкость в газе (туман), жидкость в жидкости (огромное количество примеров), жидкость в твердом веществе (вода в сахаре), твердое вещество в газе (дым), твердое вещество в воде (сахар в воде), твердое вещество в твердом веществе (сплавы). Газ в жидкости Растворяется практически без взаимодействия с растворителем - Н2, О2, СО2 в воде, и с взаимодействия с растворителем – NH3, SO2, H2S в воде. При повышении температуры растворимость газов уменьшается, при увеличении давления возрастает. Объект нашего рассмотрения – водные растворы. Истинные растворы – размер частиц менее 10-7см, Коллоидные растворы - размер частиц менее 10-7 - 10-5см Взвеси – суспензии (твердое вещество в жидкости) и эмульсии, например, молоко (жидкое вещество в жидком) Растворы разбавленные, концентрированные, насыщенные, ненасыщенныс (С< Снасыщ.) и пересыщенные (С > Снасыщ.). Насыщенный раствор – раствор, в котором при данной температуре и давлении вещество больше не растворяется. Молярные концентрации (М) – определяются количеством моль растворенного вещества в 1 литре раствора Для пересчета концентраций используется соотношение n = М1∙ V1 = М2∙ V2 (46) где n - число моль растворенного вещества, М1, М2 и V1, V2 – исходная и конечная концентрации и объемы растворов. Зависимость растворимости от температуры – процесс растворения преимущественно эндотермический (привести график) Электролитическая диссоциация в растворах сильных и слабых электролитов в водных растворах. Раствор, в котором присутствуют подвижные ионы, становится электропроводным. Вещества, растворы которых проводят электричекий ток, называются электролитами.. Водные растворы многих других веществ, например, сахара, глюкозы, спирта, из-за того, что в их растворах отсутствуют ионы, практически не проводят электрический ток, и поэтому эти вещества называются неэлектролитами.
|
|||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2021-01-14; просмотров: 76; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 18.218.218.230 (0.109 с.) |