Слайд 1РАСТВОРЫ
Системы, в которых одно вещество распределено (диспергировано) в другом –
называются дисперсными.
Сплошная фаза - дисперсная среда.
Прерывистая фаза (частицы) -
дисперсная фаза.
Если дисперсные частицы больше молекул, то дисперсная система неустойчива и становится неоднородной: распределенное вещество в зависимости от его плотности поднимается или выпадает в осадок. Этот процесс называется седиментацией.
Слайд 2Виды дисперсных систем
1) Грубодисперсные (взвеси). rчастиц > 1 мк (10-4
см).
Взвеси делятся на суспензии и эмульсии.
Дисперсная система, состоящая из
жидкости, в которой распределено твердое вещество, называется суспензией,(например, краски).
Если в одной жидкости распределены мелкие капельки другой жидкости, то такая система называется эмульсией. (например, молоко, майонез).
2) Тонкодисперсные (коллоидные) системы (коллоидные растворы) rчастиц = 1 – 0,1 мк.
3) Растворы, или истинные растворы – rчастиц < 0,1 мк.
Слайд 3Строение коллоидных частиц
Лиофильные (гидрофильные) коллоиды - растворитель взаимодействует с
ядрами частиц.
Лиофобные (гидрофобные) коллоиды - растворитель не взаимодействует с ядром
частицы.
Слайд 4Поверхностная энергия
Для границы раздела:
жидкость – жидкость, жидкость – твердое
тело применяют термин межфазная энергия.
жидкость – газ (пар) используют
термин удельная поверхностная энергия, называемая, поверхностным натяжением (σ).
Поверхностная энергия: ΔG=σ·S.
Слайд 5Процесс поглощения одного вещества поверхностью или объёмом другого – это
сорбция.
Вещество, частицы которого поглощаются, (газ, жидкость или растворенный компонент) называется
сорбат, а поглотитель – чаще всего твердое тело, но может быть и жидкость – сорбент.
Изменение (обычно повышение) концентрации вещества на границе раздела фаз называется адсорбцией.
Если вещество поглощается всем объёмом другого вещества - это абсорбция.
Слайд 6Вещества активно сорбируясь на поверхности могут изменять свойства поверхности в
нужном направлении (уменьшать –ПАВ, увеличивать ПнеАВ, не изменять –ПиноАВ)
Слайд 7Удельной поверхностью - площадь, приходящейся на единицу массы сорбента.
So =
S/m
S – площадь поверхности сорбента,
m – масса сорбента.
m
= ρV
ρ - так называемая насыпная плотность,
V – объём,
So = S/ρV
Адсорбционная способность тем больше, чем меньше линейные размеры частиц сорбента.
Слайд 8Различают физическую адсорбцию и химическую (хемосорбцию).
При физической адсорбции:
Возникают непрочные
межмолекулярные силы (силы Ван-дер-Ваальса).
Теплота адсорбции невелика ΔН0298=(0-20) кДж/моль.
Адсорбция обратима.
Слайд 9При химической адсорбции:
Возникают прочные химические связи.
Энергия хемосорбции значительна
ΔН~100 кДж/моль.
3) Хемосорбция может распространяться вглубь, переходя в обычную гетерогенную
реакцию.
В зависимости от типа адсорбирующихся частиц различают молекулярную и ионную адсорбцию.
Слайд 10Изотерма адсорбции.
Процесс отрыва частиц сорбата от поверхности сорбента, т.е.
явление, обратное адсорбции, называется десорбцией.
Степень заполнения поверхности адсорбента:
Θ=Г/Гмакс
Доля свободной площади поверхности сорбента- (1-Θ)
Vадс = kадс*С*(1 - Θ)
kадс – константа скорости адсорбции.
Vдесорб = kдесорб*Θ
kдесорб – константа скорости десорбции.
С – концентрация сорбата в объёме.
Слайд 11В условиях равновесия Vадс = Vдесорб
kадс/kдесорб = Кс =
Θ/ С(1 - Θ)
Кс - константа адсорбционного равновесия при заданной
температуре.
Уравнение изотермы адсорбции:
Θ=Кс*С/(1+Кс*С) Г=Гмакс*Кс*С/(1+Кс*С)
Слайд 12В области малых равновесных концентраций:
Г=Гмакс*Кс*С
Жидкостная – адсорбция твердой неподвижной
фазой из потока раствора жидкости.
Газовая – адсорбция веществ из потока
газа – применяется в двух основных вариантах:
а) газо-адсорбционная – адсорбция твердой неподвижной фазой.
б) газо-жидкостная – адсорбция веществ из газового потока нелетучей высокомолекулярной жидкостью.
Слайд 13Раствор - это многокомпонентная однофазная система переменного состава.
Раствор - это
продукт физического или химического взаимодействия растворителя и растворенного вещества, при
котором растворенное вещество диспергируется до молекул или ионов.
Состоит из растворителя и растворенного вещества.
Растворитель – компонент раствора, который не меняет в прооцессе растворения своего агрегатного состояния.
Слайд 14Виды растворов по фазовому состоянию растворителя:
газообразный, 2) твердый, 3)жидкий.
Газовые растворы
- физическая смесь не взаимодействующих веществ (воздух).
Давление газовой смеси
равно сумме парциальных давлений компонентов.
Р = Σ рi
Пример: воздух
РО2 = 21* 760/100 = 159,6 мм. рт. ст.
РN2 = 78* 760/100 = 590,6 мм. рт. ст.
При высоких давлениях повышается растворимость в газах твердых веществ. При высоких давлениях и низких температурах газовые растворы могут расслаиваться, растворимость становится не бесконечной.
Слайд 15Твердые растворы
Различают твердые растворы замещения и твердые растворы внедрения.
Твердые растворы замещения образуются, если:
а) кристаллические решетки растворителя и растворенного
вещества однотипны;
б) размеры частиц компонентов близки;
в) близки химические свойства компонентов (одинаков тип химической связи).
Слайд 16 Твердые растворы замещения есть во всех типах
кристаллических решеток, которые мы рассматривали
Кристаллическая
Твердые растворы
решетка замещения
Ковалентная Si-Ge, Se-Te
Ионная KCl-KBr, K2SO4-K2BeF4
Металлическая Ag-Au, Au-Pt
Молекулярная Br2-I2
Компоненты в таких растворах имеют неограниченную растворимость друг в друге.
Слайд 17Твердые растворы внедрения образуют два компонента, когда частиц одного компонента
не превышает 2/3 размера частиц другого, путем проникновения меньших по
размеру частиц в междоузлия кристаллической решетки, образованной более крупными частицами.
Например: углерод в железе, водород в палладии. Компоненты в таких растворах имеют ограниченную растворимость друг в друге.
Слайд 18По типу растворителя растворы бывают: протонные и апротонные.
Растворитель протонный,
если его молекулы способны отщиплять ион Н+ (Н2О, НСN и
др.).
Такие вещества называются протогенными, они вступают в реакции с веществами, присоединяющими Н+ (протофильными –''люблю'' ''протон''). Апротонные не образуют ион Н+ .
Наример, бензол, ацетон и др.
Слайд 19Жидкие растворы.
По исходному фазовому состоянию растворяемого вещества делятся:
Газ в
жидкости – раствор СО2 в воде;
Жидкость в жидкости – раствор
кислоты;
Твердое вещество в жидкости – растворы солей.
Взаимодействие между растворителем и растворенным веществом сопровождается диссоциацией и ионизацией.
Слайд 20Диссоциация – это процесс разделения под действием растворителя ионов, уже
имеющихся в растворяемом веществе. Ионизация – процесс образования ионов под
действием растворителя.
Теплота растворения вещества равна:
Qраств= Q2 – Q1
Q1 - энергия, необходимая для разрушения структуры растворенного вещества;
Q2-энергия, выделяющаяся при взаимодействии растворителя и растворенного вещества.
Для разных веществ она различна.
Слайд 21Если Q1>Q2, процесс растворения эндотермический.
Если Q1
истинным, если размер частиц растворенного вещества не превышает 1 нм.
Сольватная теория раствора:
1) Растворение - физический процесс, т.к. сопровождается тепловым эффектом.
2) Растворение – химический процесс, т.к. сопровождается изменением объема.
3) Растворы механические смеси,т.к. не имеют постоянного химического состава.
Слайд 22АВтв↔ АВр-р
Раствор, в котором устанавливается равновесие между растворением и образованием
(осаждением) вещества, называется насыщенным, а концентрация такого раствори – растворимостью.
Растворимость
бывает полная (спирт – вода), ограниченная (соль – вода) или практически нерастворимость (мел – вода).
Слайд 23Растворимость газов уменьшается с увеличением температуры.
закон Генри: Растворимость газов
в жидкости пропорциональна их парциальному давлению над жидкостью.
sг =
к*Р
к - коэффициент, зависит от вида растворителя и от температуры.
Растворимость твердых веществ увеличивается с увеличением температуры, за исключением некоторых.
Слайд 24При понижении температуры насыщенного раствора в определенных условиях растворенное вещество
может не выпадать в осадок и концентрация раствора может оказаться
выше, чем насыщенного раствора при данной температуре. Такой раствор называется пересыщенным.
Насыщенный раствор – стабильная система, пересыщенный – нестабильная система.
Слайд 25 Идеальные растворы, в которых не происходят химические реакции между
компонентами, а силы межмолекулярного взаимодействия между компонентами одинаковы.
Образование этих
растворов не сопровождается тепловым эффектом (ΔΗ = 0) и каждый компонент ведет себя независимо от других компонентов.
К идеальным растворам по свойствам приближаются очень разбавленные растворы.
Слайд 26Коллигативные свойства растворов.
Свойства растворов, которые зависят от концентрации и практически
не зависят от природы растворенных веществ коллигативными или коллективными.
Давление пара
над раствором
Жидкость ↔ Пар ΔG = 0.
Р0 – давление насыщенного пара над чистым растворителем. N1 = 1 – мольная доля растворителя.
Концентрация растворителя уменьшается при внесении нелетучего растворенного вещества, N1<1.
Равновесие Жидкость ↔ Пар нарушается и начинает идти процесс ослабления воздействия, т. е. конденсация.
Слайд 27Первый закон Рауля
Р1< Р0; Р1= Р0N1
Давление насыщенного пара над раствором
равно его давлению над чистым растворителем, умноженному на мольную долю
растворителя.
N1=1-N2 Р1=Р0(1 - N2)=Р0-Р0N2
N2-мольная доля растворенного вещества
(Р0- Р1)/Р0 = N2
Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества в растворе. Это две формулировки закона Рауля.
Слайд 28Для электролитов первый закон Рауля:
(Р0- Р1)/ Р0 = i*N2
i–изотонический коэффициент,
учитывают увеличение числа частиц из-за диссоциации.
i = 1 +
(к – 1)* α
к – число частиц, на которые распадается молекула электролита.
α - степень диссоциации.
Слайд 29Второй закон Рауля.
Повышение температуры кипения или уменьшения
температуры кристаллизации раствора пропорционально моляльной концентрации растворенного вещества.
Δtкип = Сm*Е
Е
– эбулиоскопическая константа
Е = RT21(исп)/1000ΔΗ1исп
Δtзам = Сm*К
К – криоскопическая константа
К = RT21(зам)/1000ΔΗ1зам
Сm = mр.в.*1000/Мр.в.*mр-ля
Слайд 30Вторая формулировка второго закона Рауля: Повышение температуры кипения и понижение
температуры застывания растворов пропорциональны числу частиц растворенного вещества и не
зависят от его природы.
Для электролитов второй закон Рауля:
ΔТкип = i*Е*Cm
ΔТзамерз = i*К*Cm
Слайд 31Осмотическое давление.
Росм = См*RT
Росм.V = n*R*T - закон
Вант-Гоффа.
Слайд 32Осматическое давление -это давление, которое создавало бы растворенное вещество в
объеме раствора V, если бы его молекулы были в газообразном
состоянии.
Для электролитов закон Вант-Гоффа:
Росм*V = i*n*R*T
Растворы с одинаковым осмотическим давлением называются изотоническими.
Если осмотическое давление выше внутриклеточного, то оно называется гипертоническим, если ниже, то гипотоническим.
Слайд 33 Законы Рауля и Вант-Гоффа соблюдаются в разбавленных
растворах неэлектролитов.
При увеличении концентрации возникают отклонения от
законов идеальных растворов.
Влияние этих отклонений убирается, если концентрацию вещества заменить на активность.
Активность связана с концентрацией
а = f*с.
f – коэффициент активности, учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе.
f=экспериментальная/теоретическая
Слайд 34Химические равновесия в растворах
Химическое взаимодействие между растворенным веществом и растворителем
состоит из:
1) молекулярная диссоциация
2) электролитическая диссоциация
Слайд 35Первая стадия происходит из-за химического взаимодействия между молекулами растворенного вещества
АВ и (n+m) молекулами растворителя S. Образуется сольватированная молекула АВ(n+m)S:
АВ+(n+m)S=АВ(n+m)S.
Вторая стадия - сольват диссоциирует на сольватированные ионы:
АВ(n+m)S ↔ Ар+nS + Bq-mS
Процесс сольватации может остановиться на любой стадии.
Слайд 36Если процесс сольватации останавливается на стадии молекулярной диссоциации, то система
является раствором не электролита.
Если процесс сольватации протекает до стадии
электролитической диссоциации, то система является раствором электролита.
Вещества придают раствору электролитическую проводимость, если они являются ионными кристаллами (NаС1), или молекулами способными распадаться на ионы (НС1), или вызывать ионизацию молекул растворителя (NН3 + Н2О).
Проводимость в электролитах осуществляется гидратированными ионами М+ и А-. Электролиты считаются проводниками второго рода.
Слайд 37Теория Аррениуса.
1) Электролитическая диссоциация- распад растворенных веществ на
ионы.
2) Ионы H+ и OH-- продукты автодиссоциации
воды:
H2О⇔ H+ + OH-
3) Кислоты образуют в растворе ионы H+:
HNO3 ⇔H+ + NO3- и HNO2 ⇔ H+ + NO2-
4) Основания – образуют в растворе ионы OH-:
NaOH⇔Na++OH- и NH4OH⇔NH4++OH-
5) Кислоты и основания, для которых степень распада на ионы имеет значение, близкое к единице, названы Аррениусом сильными (HNO3, NaOH), а остальные - слабыми (HNO2, NH4OH).
Слайд 38Недостатки теории Аррениуса.
Не объясняла, что в разбавленном растворе степень
диссоциации слабой кислоты или основания становилась больше, чем в концентрированном.
Вода является лишь растворителем (средой) и химически не участвует в реакциях диссоциации кислот и оснований.
На самом деле после растворения их в воде протекает не просто распад на ионы, а химическая реакция между молекулами вещества и воды.
Слайд 393) Не объясняла диссоциацию кислых солей.
По Аррениусу:
NaHSO4 =Na+ + HSO4-
HSO4- =H+ + SO42-
NaHCO3 =Na+ + HCO3-
HCO3- =H+ + CO32-
При этом они должны иметь в растворе кислотную среду(избытк ионов H+).
Эксперимент показал, что в растворе NaHSO4 среда кислотная, а в растворе NaHCO3 - щелочная, хотя избыточное содержание гидроксид-ионов OH-отсутствует.
Слайд 404) Не объясняла гидролиз солей, образованных слабыми кислотами или слабыми
основаниями, например:
AlCl3
+ H2O =(AlOH)Cl2 + HCl
Al3+ + H2O =AlOH2+ + H+
Na2CO3 + H2O =NaHCO3 + NaOH,
CO32-+ H2O =HCO3- + OH-
Подобные соли создают в растворе кислотную или щелочную среду, но кислотами или основаниями по Аррениусу они не являются.
Слайд 415) По Аррениусу реакции нейтрализации типа:
KOH + HNO3 =KNO3 + H2O
OH- + H+ =H2O
проходят только в водном растворе.
Но известно много реакций, схожих с реакциями нейтрализации, но протекающих или в неводных растворителях, или не в растворе.
Например:
KOH(т) + HCl(г) = KCl(т) + H2O(г);
Слайд 42Процесс распада вещества при его растворении на ионы называют электролитической
диссоциацией.
Теории электролитической диссоциации.
1) Теории механизма электролитической диссоциации:
Кислотой является электролит, который
диссоциирует с образованием только катионов Н+:
НС1 → Н+ + С1- НСN ↔ Н+ +СN-.
2) Электролит, диссоциирующий с образованием только анионов ОН-, называют основанием
NаОН → Na+ + ОН- А1(ОН)3 ↔ А1(ОН)2+ + ОН-
3) Существуют электролиты, которые могут диссоциировать как кислоты, и как основания :
Н+ + RО- ↔ RОН ↔ R+ + ОН-
Это амфотерные электролиты, например:
2Н+ + [Zn(ОН)4]2- ↔ Zn(ОН)2 + 2Н2О ↔ [Zn(Н2О)2]2+ +2ОН-
Слайд 432) Протонная теория кислот и оснований.
Кислоту считают донором протонов, основание
– акцептором протонов.
Основание + протон ↔ кислота.
Основание и кислота,
связанные этим соотношением называются сопряженными.
Например,
HNO3 + NH3 =NO3- + NH4+
сопряженные пары HNO3/NO3- и NH4+ / NH3.
Слайд 44Энергия, которая выделяется при присоединении протона к молекуле или иону
является количественной характеристикой кислотно-основных свойств, и называется протонным сродством.
NH3(г) +
H+(г) =NH4+(г); ΔH0 = -868 кДж
H2O(г) + H+(г) =H3O+(г); ΔH0 = -689 кДж
NH3 - более сильный акцептор протона и более сильное основание, чем H2O, а NH4+, наоборот, более слабый донор протона и более слабая кислота, чем H3O+.
В ряду жидких веществ:NH3, H2O, C2H5OH, HCN, H2S, CH3COOH, HNO3, H2SO4, HF, HClO4 сродство к протону убывает
Слайд 45 OH-(г) + H+(г) =H2O(г) ; ΔH0 =
-1644 кДж
F-(г) + H+(г) =HF(г) ;
ΔH0 = -547 кДж
OH- - более сильное основание, чем F-, а H2O - более слабая кислота, чем HF.
В ряду анионов S2-, SO42-, NH2-, OH-, F-, CN-, CH3COO-, HS-, NO3-, HSO4-, ClO4- сродство к протону убывает.
Протон никогда не появляется в химических реакциях как свободная частица.
Вода хорошо акцептирует протоны:
H2O(ж) + H+(г) =H3O+(ж); Kc~ 10190
Слайд 46Конкуренция за обладание протоном делает кислотно-оснoвную реакцию обратимой и приводит
ее к состоянию протолитического равновесия с определенным значением константы равновесия
Kс при T= сonst.
Протолитическое равновесие всегда смещено в сторону более слабых протолитов.
H3O+(г)+NH3(г)=H2O(г) + NH4+(г); Kс = 2,8* 1019
равновесие почти полностью смещено вправо
Слайд 47Иногда протонсодержащая частица HA- (молекула или ион) способна как отдавать,
так и принимать протоны. Это протолиты носят название амфолитов.
Амфолит
проявляет двойственные протолитические свойства
1) реакции автопротолиза:
HA- + HA- =A2- + H2A
кислота + основание ↔ основание + кислота
2) реакции с другим амфолитом:
HA- + HB- =A2- + H2B,
кислота + основание ↔ основание + кислота
(II) HA- + HB- =H2A + B2-,
основание + кислота ↔ кислота + основание
Слайд 48Пример: 1) автопротолиз газообразной воды:
H2O(г)+H2O(г)=OH-(г)+H3O+(г)
кислота + основание ↔ основание
+ кислота
2) взаимодействие двух амфолитов ( H2O и HF):
H2O(г) + HF(г) =OH-(г) + H2F+(г)
кислота + основание ↔ основание + кислота
(II) H2O(г) + HF(г) =H3O+(г) + F-(г)
основание + кислота ↔ кислота + основание
В протолитических реакциях все вещества, будь то реагенты или продукты, проявляют кислотные или основные свойства.
Слайд 493) Электронная теория.
Кислота является акцептором, а основание – донором электронов.
Слайд 50Растворители, которые являются протолитами по отношению ко многим растворенным веществам,
называются протонными растворителями.
Например: H2O, NH3, HF, CH3COOH и др.
Растврители, не обладающие кислотно-основными свойствами по отношению к большинству веществ, а служат для них лишь растворяющей средой называются апротонными растворителями.
Например: CS2, CCl4, C6H6 и др.
Слайд 51Кислотные и основные растворители заставляют протолиты быть или только основаниями,
или только кислотами.
Примеры кислотных растворителей:
HClO4, HF, H2SO4, HNO3,
CH3COOH.
Примеры основных растворителей:
NH3, N2H4, C5H5N (пиридин) и др.
В среде кислотных и основных растворителей у протолитов с противоположной функцией сила примерно одинакова (сглажена) из-за высокой кислотности или основности самого растворителя.
Сглаживание силы протолитов называют нивелирующим действием растворителя.
Слайд 52Амфотерные растворители по отношению к одному большому набору протолитов проявляют
кислотные свойства, а к другому большому набору протолитов - основные
свойства.
Амфотерные растворители нивелирующего действия практически не проявляют, а обладают сильным дифференцирующим действием: увеличивают различие в силе большого числа кислот и большого числа оснований.
Слайд 53 Амфотерные растворители (амфолиты) склонны к автопротолизу:
HL +
HL =L-(s) + H2L+(s); Kс
При этом образуются анион растворителя L-.
Константа
равновесия реакции автопротолиза HL:
Kс=[L-]*[H2L+]/[HL]2=Const=f(T)
Ks = [L-]*[H2L+] = Const = f (T)
Величина Ks - ионное произведение растворителя, количественная характеристика реакции автопротолиза растворителя.
Например: уксусная кислота
CH3COOH+CH3COOH=CH3COO-(s)+CH3COOH2+(s);
Ks=2,5*10-13(200C)
Слайд 54Ионное произведение воды обозначается Kв:
H2O+H2O=OH-+H3O+; Kв = 1,0 *
10-14 (250C)
Значение Ks остается постоянным в разбавленных (C≤0,1М) растворах.
Вода
образует водородные связи, образуя сетку, пространственную структуру.
Поэтому вода амфотерный оксид взаимодействует и с кислотами и с основаниями:
С кислотами: HCl + {H2O} = {H3O+}aq + {Cl-}aq
Кислота
C основаниями: NH3+{H2O}={NH4+}aq+{OH-}aq
Основание
Слайд 55Молекулы воды влияют на структуру раствора, а растворенное вещество влияет
на структуру воды (растворителя).
Ионы обладают электрическим полем, которое определяет
электростатическое взаимодействие между ионом и молекулами воды.
Слайд 56Различают три области вокруг иона.
Зона 1 под действием поля иона
молекулы воды ориентируются, как в кристалле.
Зона 3 сохраняется собственная
структура воды – шестигранные ассоциаты.
Зона 2 переходная область – деструктурированная вода.
Между этими структурами имеет место равновесие:
{Н2О}w↔{Н2О}p↔{Н2О}y
Слайд 57Степень диссоциации α - отношение числа молекул, диссоциированных на ионы,
к общему числу молекул
= Сдисс/Со
Электролиты делятся на две группы.
1)
Сильные электролиты - электролиты, у которых α = 1 и почти не зависит от концентрации раствора.
2) Электролиты, степень диссоциации которых в растворе меньше 1 и уменьшается с ростом концентрации, называются слабыми электролитами.
Слайд 58Сильные электролиты
Диссоциируют:
а) необратимо
HNO3 + H2O = NO3- + H3O+
Поэтому
ни ион H3O+, ни анионы сильных кислот в водном растворе
не обладают оснόвными свойствами ( не присоединяют Н+):
H3O+ + H2O ≠ ; NO3- + H2O ≠
б) одноступенчато, т.е. распадаются сразу на все частицы, на которые возможна диссоциация.
Слайд 59Если не учитывать влияния аниона растворенного вещества, наибольшей по силе
кислотой в растворителе HL будет всегда его катион H2L+, так
как: H2L+(s) + HL =HL + H2L+(s); Kс
Kс = [HL] * [H2L+] / [H2L+] * [HL] = 1
Все кислоты, обладающие меньшим сродством к протону, чем ион H2L+, не выдержат конкуренции с ним и сглаживаются до уровня кислотности иона H2L+. Они считаются такими же сильными кислотами, как и ион H2L+. Протолитическое равновесие полностью сдвинуто в сторону продуктов протолиза, и процесс необратимым:
HA(s) + HL = A-(s) + H2L+(s)
Частицы HA не смогут существовать в данном растворителе, и в растворе частицы HA превратятся в частицы A- (отдадут протон – свойство кислоты).
Слайд 60Если не учитывать влияния катионов растворенного вещества, то наибольшим по
силе основанием в растворителе HL будет его анион L-:
L-(s) +
HL =HL + L-(s); Kc
Kс = [HL]*[L-] /{[L-]*[HL]} = 1
Все основания B, обладающие большим сродством к протону, чем ион L-сглаживаются в растворителе до уровня основности иона L-.
Они считаются такими же сильными основаниями, как и ион L-, реакция протекает необратимо:
B(s) + HL = HB+(s) + L-(s)
Частицы B не смогут существовать в растворителе и в растворе превратятся в частицы HB+ (примут протон – свойство основания).
Слайд 61Самая сильная кислота в водном растворе ион оксония H3O+:
H3O+
+ H2O =H2O + H3O+; Kс
Самое сильное основание в водном
растворе гидроксид-ион OH-:
OH- + H2O =H2O + OH-; Kс
Сильными основаниями будут ионы:
CH3O-, C2H5O-, NH2-, O2-, BaOH+, SrOH+, CaOH+ и др.
В водном растворе они не существуют, так как их протолиз необратим:
O2-+H2O=OH-+OH-; NH2-+H2O=NH4OH+OH-
Слайд 62Т.е. ионные кристаллы Na2O и NaNH2 полностью гидролизуются водой. Поэтому
ни ион OH-, ни продукты гидролиза других сильных оснований не
обладают в водном растворе кислотными свойствами:
OH- + H2O ≠ NH4OH + H2O ≠
Кислотные свойства не проявляют катионы щелочных и щелочноземельных элементов:
Na+*H2O + H2O ≠ Ba2+*H2O + H2O ≠
К сильным электролитам относятся соли, щелочей, некоторые кислоты (НС1, Н2SO4, НNО3). Все кислоты, для которых Kк≥1*10-1 считают сильными.
Слайд 63 Для сильных электролитов при учете свойств растворов используют вместо
концентрации – активность аi.
аi = fi*Сi
fi -
коэффициент активности i-го иона.
Средний коэффициент активности
Например, КС1 А12(SO4)3
Слайд 64Правило ионной силы: ионы одинаковой зарядности, независимо от их природы,
в разбавленных растворах с одинаковой концентрацией имеют равные коэффициенты активности.
J = 0,5(C1Z12 + C2Z22 + ..... + CnZn2) = 0,5ΣCiZi2
Например, для HCl J = 0,5(12 + 12)С0 = С0.
для ZnSO4 J = 0,5(22 + 22)С0 = 4С0.
для СаCl2 J = 0,5(22 + 12 +12)С0 = 3С0.
lg f = -0,5Z2*J1/2
Слайд 65Физический смысл f (коэффициента активности) и α (кажущейся степени диссоциации)
- они моделируют степень диссоциации для сильных электролитов.
i=1+α(k-1) или α
= (i-1)/(k-1),
k-число ионов, на которые распадается при диссоциации молекула электролита.
Слайд 66Слабые электролиты
Диссоциируют: а) обратимо; б) ступенчато.
Это вода, ряд кислот, основания
р-, d-, f- элементов.
Силу слабого электролита характеризует константа равновесия
процесса.
HCN ↔ H+ +CN- Kc= [H+]*[CN-]/[HCN] = KD
На каждой ступени по обычным правилам для электролитов вычисляется своя константа равновесия, которая в данном случае называется константой диссоциации.
Кдисс зависит от природы диссоциирующего вещества и растворителя, от температуры и не зависит от концентрации раствора.
С увеличением температуры константа диссоциации увеличивается.
Чем меньше Кдисс, тем слабее электролит диссоциирует и устойчивее его молекулы
Слайд 67Связь константы и степени диссоциации.
Закон разбавления Освальда
А) для сильных электролитов:
Kдисс
= α2* C0/(1-α)
Б) для слабых электролитов:
Степень диссоциации уменьшается при увеличении
концентрации слабого электролита.
Процесс диссоциации процесс эндотермический, при увеличении температуры усиливается процесс диссоциации, а значит увеличивается степень диссоциации.
Слайд 68Произведение растворимости
Константа гетерогенного равновесия
раствор ↔ осадок
определяться
произведением активностей ионов в растворе и не зависит от активности
твердого компонента.
Для реакции: АnВm(т) ↔ nАm+ + mВn-
Кс = ПР(АnВm) = аn(Аm+)* аm(Вn-)
Произведение активностей ионов электролита, содержащихся в его насыщенном растворе при данной температуре, есть величина постоянная, называемая произведением растворимости электролита (ПР).
Слайд 69ПР зависит от природы растворенного вещества и растворителя, температуры и
не зависит от концентрации ионов в растворе.
Зная ПР можно
рассчитать растворимость и наоборот.
Пример. Определить ПР PbС12 при 298К, если его растворимость составляет 1,6*10-2 моль/л.
PbС12 ↔ Pb2+ + 2С1-,
отсюда I = ½ (0,016*22 + 2*0,016*12) = 0,048.
По таблице f(Рb2+) = 0,407 и f(С1-) = 0,853
а(Pb2+) = C(Pb2+)* f(Pb2+)= 0,016*0,407 = 0,0065 моль/л
а(С1-)= С(С1-)* f(С1-)= 0,016*2*0,853 = 0,0273 моль/л
ПР = a(Pb2+) *a(С1-)2 = 0,0065*(0,0273)2 = 4,8*10-6.
Осадок выпадает, если ПА> ПР.
Слайд 70Реакции ионного обмена
Реакции обмена ионами между различными электролитами, называются реакциями
ионного обмена (РИО). Протекают без изменения СО.
Условия протекания РИО:
1) образуется
слабый электролит
например: НС1 + NаОН = Н2О + NаС1
Н+ + ОН- = Н2О
2) Выпадает осадок
Например: FеС13 + 3КОН = Fе(ОН)3 + 3КС1
Fе3+ + 3ОН- = Fе(ОН)3
3) Образуется газ
например: K2S+2HC1=H2S+2KC1
S2-+2H+=H2S
Реакция не протекает, т.к. не выполняются условия протекания реакций.
КС1 + NаNО3 = КNО3 + NаС1
К+ + С1- + Nа+ + NО3- = К++ NО3-+ Nа++ С1-.
