Теория растворов. Растворы электролитов презентация

Теория растворов Растворы электролитов

План лекции Свойства растворов электролитов Закон разбавления Оствальда Теория сильных электролитов Ионная сила раствора Закон Дебая-Хюккеля Эффект Гиббса-Доннана Влияние электролитов на растворимость газов

Растворы электролитов Имеют более высокое, чем по закону Вант-Гоффа, осмотическое давление Кипят при более высокой температуре и замерзают при более низкой, чем это следует из закона Рауля

Изотонический коэффициент i  = СRT  = iСRT Показывает, во сколько раз наблюдаемое осмотическое давление раствора электролита больше теоретически вычисленного для раствора неэлектролита осм опытное tк опытное tз опытное i = --------------- = --------------- = --------------- осм расчетное tк расчетное tз расчетное i > 1(  2,3,4)

Степень диссоциации  Кол-во продиссоциированных молекул  = ----------------------------------------------------------- в долях, % Общее кол-во молекул Сильные электролиты:  > 30% или полностью (HCl, HBr, HJ, HNO3, H2SO4, HClO4, KOH) Электролиты средней силы:  = 5-30% (H3 PO4) Слабые электролиты:  < 5% (H2O, СH3COOH, NH4OH) i – 1  = -------- m – 1 m – число ионов, на которые распадается молекула электролита

Степень диссоциации зависит: От температуры От концентрации раствора От природы растворенного вещества От диэлектрической проницаемости растворителя – величины, показывающей, во сколько раз взаимодействие ионов в растворе электролита слабее, чем в вакууме. Чем больше диэлектрическая проницаемость, тем выше ионизирующая способность растворителя ( H2O = 80)

Константа диссоциации Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита CH3COOH  H+ + CH3COO- V1 = K1[CH3COOH] V2 = K2[CH3COO-][H+] V1 = V2 ; K1[CH3COOH] = K2[CH3COO-][H+] K1 [CH3COO-][H+] KД = ------ = ---------------------- K2 [CH3COOH] Зависит от природы электролита и растворителя, от температуры, но не зависит от концентрации раствора

Многоосновные кислоты, основания двух- и более валентных металлов диссоциируют ступенчато: Многоосновные кислоты, основания двух- и более валентных металлов диссоциируют ступенчато: 1.H3PO4  H+ + H2PO4- 2.H2PO4-  H+ + HPO42- 3.HPO42-  H+ + PO43- К1 > К2 > К3

Закон разбавления Оствальда При разбавлении раствора слабого электролита степень диссоциации увеличивается CH3COOH  CH3COO- + H+ C(1 – ) C   C   C2  2 C  2 КД = ------------- = ----------- C(1 – ) 1 –  Для слабых электролитов (1 – )  1; К  = ------- С

Зависимость степени диссоциации от разведения Зависимость степени диссоциации от разведения  = 1 при бесконечном разведении

Теория сильных электролитов В водных растворах электролитов концентрация ионов велика Расстояние между отдельными ионами невелико; между ними существуют силы межионного взаимодействия (притяжения или отталкивания) Каждый ион в растворе сильного электролита будет окружен ионной сферой с противоположным знаком заряда. Ионная сфера затрудняет движение иона Диссоциация многих сильных электролитов не только полная, но и необратимая

Релаксационный эффект Ионная сфера и гидратная оболочка тормозят движение иона Электролит проявляет меньшую степень диссоциации, чем это соответствует химическим расчетам – кажущаяся степень диссоциации

Кажущаяся степень диссоциации сильных электролитов при 298 К

Активность иона а Та эффективная условная концентрация иона, соответственно которой он действует при химических реакциях а = f С а – активность электролита С – аналитическая концентрация f – коэффициент активности

При очень больших концентрациях растворов некоторых электролитов f может быть больше 1, а > С. Это объясняется нехваткой молекул растворителя для гидратации ионов и резким увеличением подвижности ионов При очень больших концентрациях растворов некоторых электролитов f может быть больше 1, а > С. Это объясняется нехваткой молекул растворителя для гидратации ионов и резким увеличением подвижности ионов При очень большом (бесконечном) разведении f = 1, а = С (силы взаимодействия между ионами = 0). У сильных электролитов это возможно при С < 0,0001 моль/л

Ионная сила раствора I Величина, измеряемая полусуммой произведений концентраций каждого иона на квадрат его заряда I = ½(С1  z12 + C2  z22 + …) 0,01 М CaCl2 I = ½(0,01  22 + 0,01  12) = 0,03 Для разбавленных растворов, ионная сила которых не превышает 0,01, коэффициент активности конкретного иона связан с ионной силой раствора: f = -0,5 z2I

Закон Дебая-Хюккеля В разбавленных растворах сильных электролитов с одинаковой ионной силой коэффициенты активности катионов и анионов одинаковой зарядности равны, независимо от их химической природы Два уравнения из предыдущего слайда являются математическим выражением этого закона

Активность ионов является эффективной концентрацией, проявляющей себя при химических реакциях Активность ионов является эффективной концентрацией, проявляющей себя при химических реакциях Если пользоваться активность вместо концентрации, то закон действующих масс можно применить к сильным электролитам и к концентрированным растворам слабых электролитов

Эффект Гиббса-Доннана Сн2 Х = ------------- Св + 2Сн

Если до начала перераспределения концентрация Naн+ была значительно выше, чем внутри клетки Сн >> Cв Если до начала перераспределения концентрация Naн+ была значительно выше, чем внутри клетки Сн >> Cв Сн2 Сн Х = ------ = ------ 2Сн 2 Если до перераспределения концентрация Na+ внутри была выше, чем снаружи Сн<< Cв Сн2 Х = -------------- Св + 2Сн Если Сн = Cв Сн2 Сн2 Сн Х = ------------- = ------ = ------ Св + 2Сн 3Сн 3

При соприкосновении клетки с раствором электролита некоторое количество электролита перейдет в клетку. Поэтому осмотическое давление, зависящее от концентрации ионов электролита и концентрации белка, всегда будет выше, чем в окружающем растворе При соприкосновении клетки с раствором электролита некоторое количество электролита перейдет в клетку. Поэтому осмотическое давление, зависящее от концентрации ионов электролита и концентрации белка, всегда будет выше, чем в окружающем растворе

Влияние электролитов на растворимость газов Закон Генри-Дальтона Количество газа, растворенного при данной температуре в определенном объеме жидкости, при равновесии прямо пропорционально давлению газа С = КГ · Р С – концентрация газа в насыщенном растворе КГ – постоянная Генри Р – давление газа над раствором Растворимость каждого из компонентов газовой смеси при постоянной температуре пропорциональна парциальному давлению компонента над жидкостью и не зависит от общего давления смеси и индивидуальности других компонентов

Закон Сеченова Растворимость газов в жидкостях в присутствии электролитов понижается; происходит высаливание газов С = С0  е-Кс  Сэ С – растворимость газа в присутствии электролита С0 – растворимость газа в чистом растворителе СЭ – концентрация электролита КС – константа Сеченова; зависит от природы газа, электролита, температуры

Физиологическое действие ионов Антагонизм Молибден и медь: увеличивая содержание Cu можно снизить токсичность Mo и наоборот Магний и кобальт: Mg ускоряет развитие устойчивости бактерий к стрептомицину, а Co оказывает тормозящее действие Калий и кальций: Ca учащает ритм и увеличивает ритм сердечных сокращений, усиливает возбудимость нервной и мышечной систем, К оказывает противоположное действие

Синергизм Медь и железо: при поступлении в организм Cu поглощается в 2 раза больше Fe, чем при диете без меди Мn, Co, Zn, Ni, Fe, Cu – синергичны в отношении кроветворения; в крови должно быть соотношение Co, Cu, Zn, Fe – 1 : 22 : 127 : 10 000 Бром и йод: бромная недостаточность усугубляет йодную; благоприятно совместное применение брома и йода для функционирования щитовидной железы