Elemente ale teoriei soluțiilor de electroliți. Electroliți puternici și slabi. Constanta de ionizare a unui electrolit slab. Legea reproducerii Ostwald. Rezistența ionică a soluției. Activitatea și coeficientul activității ionice. Electroliții din organism.
Sa demonstrat experimental că descompunerea moleculelor în ioni în soluțiile de electroliți este de 100%. Un electrolit este considerat puternic, gradul de disociere a acestuia fiind mai mare de 30%. Slab - gradul de disociere este mai mic de 3%.
Kd = [Kt +] * [An-] / [KtAn] = K1 / K2, unde K1 este constanta vitezei reacției directe, K2 este constanta vitezei reacției inverse. [KtAn] este partea nedisociată.
Legea reproducerii lui Ostwald:
Gradul de disociere a unui electrolit slab crește odată cu diluarea soluției.
unde a este gradul de disociere electrolitică.
Pentru electroliții slabi, cantitatea a poate fi neglijată și se poate presupune că aceasta. Apoi ecuația ia forma :. de unde
Această constantă este constanta de ionizare a unui electrolit slab. Nu depinde de concentrația inițială de substanțe, ci depinde numai de natura electrolitului și a solventului, precum și de temperatura. Constanta de ionizare este caracteristică doar electroliților slabi. Cu cât este mai mare valoarea constantei, cu atât electrolitul este mai puternic supus ionizării.
Puterea ionică a unei soluții este o măsură a intensității câmpului electric produs de ioni într-o soluție. Jumătate din suma produselor din concentrația tuturor ionilor din soluție pe pătrat de încărcare. Formula a fost dedusă mai întâi de Lewis:
,
unde cB sunt concentrațiile moleculare ale ionilor individuali (mol / l), încărcări de ioni zB
Activitatea componentelor soluției este concentrația efectivă (aparentă) a componentelor, luând în considerare diferitele interacțiuni dintre ele în soluție, adică luând în considerare abaterea comportamentului sistemului față de modelul soluției ideale.
Activitatea diferă de concentrația totală cu o anumită sumă. Raportul dintre activitatea () și concentrația totală a substanței în soluție se numește coeficientul de activitate:
Coeficientul de activitate servește ca măsură a deviației comportamentului soluției (sau a componentei soluției) de la ideal. Abaterile de la idealitate se pot datora diferitelor cauze chimice și fizice - interacțiunile dipolului, polarizarea, formarea legăturilor de hidrogen, asocierea, disocierea, solvația etc.
Electroliții joacă un rol enorm în viața organismelor, în special a corpului uman. Prezența electroliților în fluidele fiziologice afectează în mod semnificativ solubilitatea proteinelor, aminoacizilor și a altor compuși organici. Capacitatea electroliților de a reține apa sub formă de hidrați previne deshidratarea corpului.
Încălcarea schimbului de cationi în organism duce la adynamia - slăbiciune musculară, la încetarea sau slăbirea puternică a activității motorii. Cele mai importante sunt cationii Na + și K +. găsite în aproape toate țesuturile și lichidele.
Sodiul este un cation extracelular. Potasiul, dimpotrivă, este un cation intracelular.
13. Principalele prevederi ale teoriei protolitice a acizilor și bazelor Bronsted-Lowry; conjugat pereche protolitic, amfoliți. Teoria lui Lewis.
Conform teoriei lui Bronsted-Lowry, orice substanță a cărei particule moleculare este capabilă să renunțe la un proton, adică un donator de protoni, este un acid. Baza se numește orice substanță a cărei particule moleculare sunt capabile să atașeze protoni, adică să fie acceptori ai protonilor.
Conform teoriei protonilor, dând înapoi un proton, acidul se transformă într-o bază, care se numește conjugatul acestui acid:
1) (acid) = (baza conjugată) + H +
și anume fiecare acid corespunde unei baze conjugate. Dimpotrivă, baza, atunci când se adaugă un proton, se transformă într-un acid conjugat:
2) (bază) + H + = (acid conjugat)
De exemplu, H2S04 acid corespunde bazei conjugate HSO4 -. bază. Cl - acid HCI conjugat.
Deoarece protonul nu există în soluții în stare liberă, acidul poate renunța la proton numai la baza, care, presupunând protonul, devine acidă. Prin urmare, conform teoriei protonului, există un echilibru acid-bază datorat transferului de protoni:
(acid) 1 + (bază) 2 = (acid) 2 + (bază) 1
Amfoliții sunt molecule în structura cărora există atât grupe acide cât și bazice existente sub formă de ioni de zwitter la anumite valori ale pH-ului. Acest pH este referit ca punctul izoelectric al moleculei. Amfoliții formează soluții cu proprietăți bune ale tamponului. Datorită capacității de a ioniza selectiv, ele contractează modificarea pH-ului atunci când se adaugă acid sau bază. În prezența acizilor, aceștia preiau protonii, îndepărtându-i pe cei din urmă de soluție și contracarând creșterea acidității. Când se adaugă baze, amfoliții eliberează ioni de hidrogen în soluție, împiedicând creșterea pH-ului și menținându-și astfel echilibrul.
Conform teoriei electronice a acizilor și a bazelor Lewis:
acidul este substanța care primește perechile de electroni, acceptorul de electroni; baza este o substanță care furnizează electroni pentru formarea unei legături chimice, un donator de electroni.
Cu alte cuvinte, interacțiunea dintre un acid și o bază constă în formarea unei legături donor-acceptor între particulele care reacționează.
Bazele Lewis includ ioni de halogenuri, amoniac, amine alifatice și aromatice, oxigenați cu formula generală R2CO.
Acizii Lewis includ halogenurile de bor, aluminiu, siliciu, staniu și alte elemente.
Autoprotoliza apei. Constanta de apă-protoliza a apei. Indicele de hidrogen.
Autoprotoliza este un proces de auto-ionizare homofazic, un proces reversibil de transfer de protoni de la o moleculă lichidă neutră la alta și formarea unui număr egal de cationi și anioni ca rezultat.
Cea mai importantă este auto-protoliza apei. Condiția de auto-protoliză a apei este denumită de obicei produsul ionic de apă și este desemnată ca. Produsul ionic este numeric egal cu produsul concentrațiilor de echilibru ale ionilor de hidroxoniu și ai anionilor de hidroxid. De obicei, se utilizează o înregistrare simplificată:
În condiții standard, produsul ionic al apei este de 10-14. Este constantă nu numai pentru apa pură, dar și pentru soluțiile apoase diluate de substanțe. Auto-protoliza apei explică de ce apa curată, deși rău, conduce încă un curent electric.
Pe baza produsului ionic al apei, indicele de hidrogen și constanta de hidroliză a sării sunt calculate, constanta de solvație (produsul solubilității) este cea mai importantă caracteristică a proceselor de echilibru în soluțiile de electroliți.
Logaritmul zecimal al concentrației moleculare de ioni de hidrogen în soluția apoasă, luată cu un simbol, se numește pH-ul de hidrogen:
Uneori, calculele intermediare utilizează valoarea hidroxilului pOH, care este logaritmul zecimal al concentrației moleculare de ioni hidroxilici luați cu semnul opus:
Trimiteți-le prietenilor: