Общая химия. Ответы по методичке 287-345
.pdf
11
распад электролитов на ионы есть электролитическая диссоциация
ПР: NaCl Na+ + Cl- HCl H+ + Cl-
NaOH Na+ + OH-
полные уравнения показывают гидраты ионов - соединения ионов с водой в водном р-ре |
|||||
NaCl + nH O Na+*zH O + |
Cl-*mH O |
||||
2 |
|
H O+ |
2 |
|
2 |
HCl + nH O |
|
+ |
Cl-*nH O |
||
2 |
|
3 |
|
OH- |
2 |
NaOH + nH O |
|
Na+*nH O + |
|
||
2 |
|
|
2 |
|
|
2)электролиты - в-ва, распадающиеся в растворе(расплаве) на ионы хим.связь в молекуле электролитов ионная или полярная ковалентная
3)неэлектролиты - в-ва, не распадающиеся в растворе(расплаве) на ионы хим.связь в молекуле неэлектролитов неполярная ковалентная или малополярная ковалентная
4)при распаде молекул образуются ионы с (+)зарядом катионы и ионы с (-)зарядом анионы
врастворе(расплаве) ионы движутся хаотически
5)растворы(расплавы) электролитов проводят электрический ток
при пропускании e-тока катионы движутся к катоду(электроду-), анионы движутся к аноду(электроду+)
6)электролитическая диссоциация – процесс обратимый (для слабых электролитов) одновременно с диссоциацией молекул на ионы идет ассоциация ионов в молекулы между диссоциацией и ассоциацией устанавливается динамическое равновесие
++ OH-2
механизм электролитической диссоциации веществ с ионной и ковалентной полярной связью роль растворителя в процессе диссоциации
диссоциация идет по стадиям:
1)гидратация в виде упорядоченного расположения диполей воды вокруг молекул-ионов электролита
2)если связи в молекуле электролита только полярные, то они становятся ионными происходит поляризация молекул электролита
3)диссоциация молекул-ионов электролита
4)обратная рекомбинация ионов тормозится гидратными оболочками
на всех стадиях диссоциации принимают участие молекулы растворителя
ПР: процесс диссоциации веществ(в-в с полярными связями) в воде |
|
|
|
|
|||||||
HCl |
полярная ковалентная связь |
|
|
|
|
|
|
|
|
||
в-во находится в растворенном виде, |
|
|
|
|
|
||||||
в электрическом поле диполя H+Сl- диполи Н2О располагаются упорядоченно, |
|
|
|
|
|||||||
взаимодействие диполей Н+Cl- |
и упорядоченно расположенных диполей Н2О поляризует связь Н+-Cl- |
до ионной |
|||||||||
взаимодействие диполей Н+Cl- |
и упорядоченно расположенных диполей Н2О ослабляет связи Н+-Cl-, |
|
|
||||||||
образуются ионы Cl-_и Н+ |
(свободно не существуют) |
|
H |
|
|
||||||
физическая фаза химическая фаза: |
|
|
|
|
|
||||||
+ |
|
- |
|
|
|
|
|
||||
|
|
|
|
|
|
|
|||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
в электрическом поле ионов Н |
|
|
и Сl |
диполи Н2О располагаются упорядоченно |
|
||||||
|
|
|
|
||||||||
|
- |
|
|
|
|
|
+ |
|
O |
|
|
гидраты ионов Сl |
и ионы гидроксония Н3О (донорно-акцепторная связь) |
|
|
|
|||||||
|
|
||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
/ |
\ |
|
|
NaCl |
ионная связь, ионная кристаллическая решётка |
|
|
|
|
||||||
в электрическом поле ионов Na |
+ |
- |
диполи Н2О располагаются упорядоченно, |
Н |
Н |
|
|||||
|
и Сl |
|
|
|
|
||||||
взаимодействие ионов Na+ |
и Cl- |
и диполей Н2О ослабляет связи Na+-Cl-, |
|
|
|
|
|||||
образуются ионы Na+ |
и Cl- |
(одновременно идет растворение и диссоциация) |
|
|
|
|
|||||
физическая фаза химическая фаза: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
в электрическом поле ионов Na+ |
и Сl- |
диполи Н2О располагаются упорядоченно |
|
|
|
|
|||||
гидраты ионов Na+ |
и Сl- |
|
|
|
|
|
|
|
|
||
NaОН |
ионная связь, ионная кристаллическая решётка |
|
|
|
|
||||||
в электрическом поле ионов Na+ |
и ОН- |
диполи Н2О располагаются упорядоченно, |
|
|
|
|
|||||
взаимодействие ионов Na+ |
и ОН- |
и диполей Н2О ослабляет связи Na+-ОН-, |
|
|
|
|
|||||
образуются ионы Na+ |
и ОН- |
(одновременно идет растворение и диссоциация) |
|
|
|
|
|||||
физическая фаза химическая фаза: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
в электрическом поле ионов Na+ и ОН- диполи Н2О располагаются упорядоченно |
|
|
|
|
|||||||
гидраты ионов Na+ |
и гидроксид-ионы ОН- |
|
|
|
|
||||||
329)степень диссоциации.зависимость степени диссоциации от различных факторов
330)экспериментальное определение степени диссоциации.
активность электролитической диссоциации характеризуется степенью электролитической диссоциации,
степень электролитической диссоциации рассчитывается по формуле
= n / N,
где n - число диссоциированных молекул, N - общее число молекул экспериментальное определение степени диссоциации,
расчёт степени диссоциации по изотоническому коэффициенту
зависимость степени диссоциации от различных факторов
на степень электролитической диссоциации влияют:
-природа растворителя чем полярнее молекулы р-теля и больше его диэлектрическая проницаемость, тем сильнее диссоциация
-природа в-ва чем полярнее молекулы в-ва, тем сильнее диссоциация
-концентрация раствора (для слабых электролитов)
при снижении концентрации раствора степень электролитической диссоциации увеличивается
-температура
12
при нагревании степень электролитической диссоциации увеличивается
329)сильные и слабые электролиты
различают «сильные электролиты» и «слабые электролиты»:
(для 0,1М растворов)«сильные» >0,3(30%), «слабые» <0,03(3%), «средние» =0,3-0,03(3-30%) ПР: «сильные» – соли(!малорастворимые соли)
щелочи Са(ОН)2 многие неорганические кислоты
«слабые» - почти все органические кислоты многие неорганические кислоты многие основания + NH4OH, H2O
333)Ступенчатая диссоциация.
многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато ПР: H2SO4 H+ + HSO4- 1
HSO4- H+ + SO42- 2< 1
снижение степени диссоциации определяется
-накоплением ионов и смещением динамического равновесия,
-большими затратами энергии на отрыв H+от иона HSO4-, чем затраты энергии на отрыв H+от H2SO4 многокислотные основания диссоциируют ступенчато..
331)константа диссоциации.константа диссоциации слабых электролитов зависит от…
слабые электролиты диссоциируют неполностью при электролитической диссоциации слабых электролитов устанавливается хим.равновесие
хим.равновесие – состояние системы реагирующих в-в, где скорости «прямой» и «обратной» реакций равны
при электролитической диссоциации слабых электролитов справедлив закон действующих масс
при Т=const скорость хим.реакции пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих в-в, |
||||||
взятых в степенях равных коэффициентам в-в в уравнении хим.реакции |
||||||
ПР: СН СООН H+ + СН СОО- |
|
|||||
3 |
|
|
|
3 |
|
|
1=k1С(СН3СООН) |
2=k2С(H+) С(СН3СОО-) |
k1[СН3СООН] = k2[H+] [СН3СОО-] |
||||
1= 2 |
k1С(СН3СООН) = k2С(H+) С(СН3СОО-) |
|||||
K |
k1 |
|
[CH3COO-][H ] |
, где K – константа равновесия реакции диссоциации или константа |
||
k2 |
[CH3COOH] |
|
||||
диссоциации
ПР: константа диссоциации хлорноватистой кислоты..
константа диссоциации слабых электролитов зависит от природы р-теля, электролита,
температуры:
-чем полярнее р-тель и активнее диссоциация, тем больше константа диссоциации
-чем сильнее электролит и активнее диссоциация, тем больше константа диссоциации
-чем выше температура и активнее диссоциация, тем больше константа диссоциации
соотношение констант диссоциации в многоступенчатом процессе рассчитывают по формуле
К = К1 К2 К3, причем К1 >К2 >К3
ПР: константы диссоциации фосфорной кислоты для всех ступеней процесса..
слабые электролиты диссоциируют неполностью факторы, влияющие на степень диссоциации слабых электролитов
- при разведении р-ра степень диссоциации слабых электролитов увеличивается *закон Освальда для слабых электролитов
K |
С 2 |
, если <<1, то |
|
|
К |
|
|
1 |
|
С |
|
||||
|
|
|
|
|
|||
ПР: на примере уксусной кислоты..
- при добавлении в р-р слабого электролита сильных электролитов с общими ионами - константа диссоциации уменьшается,
сильных электролитов, не имеющих общие ионы,- константа диссоциации зависит от ионной силы р-ра
при растворении малорастворимых солей и малорастворимых оснований их молекулы распадаются на ионы в насыщенном р-ре таких электролитов устанавливается равновесие между в-вом в осадке и ионами в растворе ПР: AgClтв Ag+ + Cl-
константа такого равновесия имеет вид (в общем случае нужно учитывать коэффициенты равновесной реакции)
K
[Ag ][Cl-]
[AgCl]
концентрация твердого AgClтв не меняется, поэтому константа равновесия имеет вид
К = [Ag+] [Cl-]=ПР
в насыщенном р-ре электролита произведение концентраций его ионов называют произведением растворимости
345) Причинырастворения осадков Мg(ОН)2 и Аl2S3 в соляной кислоте
13
339)произведение растворимости – постоянная величина для данной температуры ПР: произведения растворимости малорастворимых электролитов Са3(РО4)2 Аl(ОН)3 СuS произведение растворимости указывает на растворимость или выпадение осадка электролита:
если произведение концентраций ионов электролита меньше произведения растворимости, то р-р ненасыщенный в ненасыщенном р-ре осадок электролита растворится если произведение концентраций ионов электролита равно произведению растворимости, то р-р насыщенный
в насыщенном р-ре осадок электролита не растворится, находясь в равновесии с раствором если произведение концентраций ионов электролита больше произведения растворимости, то р-р перенасыщенный в перенасыщенном р-ре ионы электролита выпадут в осадок
ПР: |
образование |
осадка Мg(ОН)2 |
при добавлении НСl |
МgSO4 NаОН Nа2SO4 |
ПР: |
растворение |
осадков Мg(ОН)2 |
и Аl2S3 в соляной |
кислоте |
334)сильных электролитов335)кажущаяся степень диссоциации.
сильные электролиты диссоциируют полностью образующиеся ионы окружаются сольватной(гидратной) оболочкой из полярных молекул растворителя(воды)
*Дебай-Гюккель
ионы в растворах электролитов взаимодействуют между собой образующиеся ионы окружаются оболочкой из ионов электролита противоположного знака
в итоге, р-р сильного электролита представляет собой сложную систему ионов, окруженных оболочками противоионов оболочки тормозят движение ионов в электрическом поле при пропускании тока ч/з р-р электролита
степень электролитической диссоциации, рассчитанная по электропроводности р-ра, оказывается ниже реальной такая расчетная степень диссоциации есть "кажущаяся степень диссоциации"
336)активность ионов.коэффициент активности.
концентрация активно проявляющихся ионов электролита есть активность ионов чем больше концентрация активных ионов, тем больше активность ионов активность ионов рассчитывается по формуле
а = C,
где - коэффициент активности,
С – молярная концентрация ионов (моль/л) анализ уравнения:
при максимальном разведении коэффициент активности равен единице при увеличении концентрации электролитов коэффициент активности уменьшается
при очень высокой концентрации р-ров электролитов коэффициент активности увеличивается (не хватает молекул растворителя на образование сольватных оболочек)
337)ионная сила раствора
межионное взаимодействие в растворе разных электролитов определяется общим количеством и зарядом ионов
*Льюис
ионная сила раствора разных электролитов рассчитывается по формуле
I |
Сz2 |
, где C – молярная концентрация ионов, |
|
2 |
|||
|
z – заряд ионов |
||
|
|
ПР: ионная сила биологических жидкостей, как правило, равна 0,15 ионная сила разбавленных растворов электролитов связана с коэффициентом активности ионов по формуле
lg 0,5 Z2
I
чем больше ионная сила р-ра, тем меньше активность ионов
338)закон Дебая-Хюккеля для разбавленных растворов электролитов если ионная сила р-ров одинаковая, то для ионов одинакового заряда коэффициенты активности равны независимо от их химической природы анализ уравнения:
при максимальном разведении коэффициент активности равен единице при увеличении концентрации электролитов коэффициент активности уменьшается
при очень высокой концентрации р-ров электролитов коэффициент активности увеличивается
(не хватает молекул растворителя на образование сольватных оболочек)
свойства растворов электролитов
коллигативные – «общие» свойства коллигативные - свойства растворов электролитов «общие» для всех растворов
коллигативные свойства не зависят от природы электролита коллигативные - свойства растворов электролитов, если эти растворы рассматривать как идеальные
при этом при вычислении одного коллигативного параметра определяются другие параметры ПР: давление насыщенного пара,
температура кипения и температура замерзания, осмотическое давление
325)растворы электролитов отличаются от растворов неэлектролитов:
температура кипения р-ров электролитов выше расчетной для эквимолярного раствора неэлектролитов температура замерзания р-ров электролитов ниже расчетной осмотическое давление р-ров электролитов выше расчетного
причина в большем количестве активных частиц в-ва в р-ре электролита за счет образования ионов
14
326)изотонический коэффициент
для расчетов свойств растворов электролитов вводится коэффициент Вант-Гоффа или изотонический коэффициент, который равен отношению параметров р-ра электролита и параметров эквимолярного раствора неэлектролита
|
|
эл |
|
T |
|
Tзамерз эл |
|
i |
|
|
кип эл |
|
|
||
неэл |
Tкип неэл |
Tзамерз неэл |
|||||
|
|
|
|||||
328)Зависимость изотонического коэффициента от разбавления р-ра.330)Расчет степени диссоциации по изотон коэф-у.
изотонический коэффициент увеличивается при разбавлении р-ра электролита изотонический коэффициент максимальный при max разбавлении р-ра
при этом изотонический коэффициент равен числу ионов, на которые диссоциирует 1 молекула электролита ПР: для NaCl максимальный изотонический коэффициент равен 2
коэффициент Вант-Гоффа рассчитывают по формуле
i |
число частиц в раствореэлектролита |
|
(N n) mn |
|
N n(m 1) |
1 (m 1) , |
|
число частиц в растворенеэлектролита |
N |
N |
|||||
|
|
|
|
где N – число молекул электролита или число молекул эквимолярного раствора неэлектролита, n – число молекул, распавшихся на ионы,
m – число ионов, образующихся из одной молекулы электролита, mn – число ионов
(N - n) + mn – число молекул и ионов в растворе электролита,
- степень электролитической диссоциации, которая равна = n / N анализ уравнения:
чем больше число ионов, образующихся из одной молекулы электролита, тем больше коэффициент чем больше степень электролитической диссоциации, тем больше коэффициент
в связи с тем, что природа в-в-концентрация-температура-посторонние ионы влияют на степень диссоциации,
эти факторы влияют на изотонический коэффициент |
|
|||||||
изотонический коэффициент определяют опытным путем по уравнению |
|
|||||||
|
T |
|
|
Tзамерз эл |
|
|||
i |
кип эл |
|
|
|
|
|
||
Tкип неэл |
Tзамерз неэл |
|
||||||
|
|
|
||||||
изотонический коэффициент используют |
i 1 |
|||||||
- для расчета степени электролитической диссоциации по уравнению |
||||||||
m 1 |
||||||||
- для расчёта коллигативных свойств электролитов |
||||||||
|
||||||||
р = iKx |
Тзамерз = iKС |
Ткип = iЕС |
|
|||||
= iСRT |
|
|
|
|
|
|
||
растворы электролитов изотоничны при равной концентрации молекул-ионов и равной температуре
324)эффект Доннана
эффект Гиббса-Доннана - неравномерное распределение электролитов между клеткой и межклеточным в-вом
-межклеточное в-во и цитоплазма клетки - растворы электролитов, при этом в цитоплазме есть белки в виде анионов, и белков, практически, нет в межклеточном в-ве
-эти растворы разделены полупроницаемой клеточной мембраной
-мембрана проницаема для ионов Сl- и непроницаема для белков
-межклеточное в-во и цитоплазма клетки - электронейтраленые растворы
-подвижные анионы Сl- уравновешивают заряд катионов в клетке и в межклеточном в-ве
например, равновесие зарядов в межклеточном в-ве и цитоплазме клетки описывается уравнениями
+] = [Сl -e] [К+i] = [Сl -i] + [Prot-]
в клетке заряд недиффундирующих белков-анионов должен быть уравновешен большей концентрацией катионов К+ и меньшей концентрацией анионов Сl-
биологическое значение доннановского равновесия:
в результате неравномерного распределения ионов К+ и Сl- возникает мембранный потенциал.