Материал к экзамену по химии. Основные понятия термодинамики

• Название: Основные понятия термодинамики
• Дата: 31.01.2020
• Размер: 1.97 Mb.
• Имя файла: Материал к экзамену по химии.docx
• Тип: Документы; #106585
• страница: 13 из 31

Факторы, влияющие на степень электролитической диссоциации и константу электролитической диссоциации.

На степень диссоциации влияют следующие факторы:

1) Природа химической связи:

а) полярность

б) поляризуемость

Пример: степени диссоциации: CH3COOH – 0,014, HNO3 – 0,9; HF – 0,08; HI – 0,98

2) Свойства среды – диэлектрическая проницаемость. Чем выше значение диэлектрической проницаемости , тем выше степень диссоциации.

Пример: Для C6H6 – 2.0; для C2H5OH – 27,8; для воды – 78,5; для крови – 85.

3) Концентрация раствора: с уменьшением концентрации степень диссоциации увеличивается

4) Температура: при повышении температуры степень диссоциации увеличивается.

На константу диссоциации влияют следующие факторы:

1) Природа вещества

2) Природа растворителя (с увеличением диэлектрической проницаемости увеличивается константа)

3) Температура (с увеличением температуры константа увеличивается)

Не зависит от концентрации

Закон разведения Оствальда.

Степень диссоциации обратно пропорциональна концентрации растворённого вещества



Закон применим для растворов слабых электролитов.
Билет 16. Основные положения теории растворов сильных электролитов Дебая-Хюккеля. Активность, коэффициент активности ионов. Ионная сила раствора. Кажущаяся степень диссоциации. Электролиты в организме.

Основные положения теории растворов сильных электролитов Дебая-Хюккеля (концепция межионного взаимодействия – 1923 г.)

1. 
   Электростатическое притяжение между ионами существует в растворах всех электролитов, но в слабых – незначительна
   
2. 
   Чем больше концентрация раствора, тем больше будет проявляться тормозящее действие ионной атмосферы
   
3. 
   Определяемая по электрической проводимости растворов степень диссоциации сильных электролитов не соответствует действительной степень распада электролита на ионы и является кажущейся.
   

Ионная атмосфера

Активность, коэффициент активности ионов.

Активность иона – это та эффективная, условная его концентрация, соответственно которой он участвует во взаимодействиях, протекающих в растворах сильных электролитов (моль/л).



f – коэффициент активности ионов. Показывает, во сколько раз активность иона отличается от его истинной концентрации в растворе. Значение f зависит от концентрации данного иона. Для концентрированных растворов f<1 из-за межионного взаимодействия. Для очень разбавленных растворов f близок к единице, так как действие межионных сил почти не проявляется вследствие увеличения расстояния между ионами. На величину f влияет общая концентрация всех ионов в растворе. Поэтому Г. Льюис ввёл понятие ионной силы раствора электролита.

Ионная сила раствора

Ионная сила раствора (I) – это мера интенсивности электрического поля, создаваемого всеми ионами в растворе. Ионная сила равна:



где I – ионная сила раствора, – моляльные концентрации ионов, z – заряд иона.

Кажущаяся степень диссоциации.

, где i – изотонический коэффициент, n – число ионов, на которые распадается электролит при диссоциации

Для растворов сильных электролитов величина, вычисленная теоретически, не будет соответствовать действительной степени распада электролита на ионы.

Электролиты в организме.

Биологические жидкости и ткани содержат много различных электролитов: NaCl, KCl, HCl, CaCl₂, NaH₂PO₄, NaHCO₃ и др. Устойчивость биологических высокомолекулярных соединений и скорость многих биохимических реакций в значительной мере зависят от природы и концентрации присутствующих в жидкостях и тканях ионов.

Основные функции:

1) Поддержание осмотического давления в клетках, тканях, крови.

2) Поддержание кислотно-щелочного равновесия (буферные системы)

3) Участвуют в функционировании систем органов.

Электролиты выполняют в организме важную роль: отвечают за осмолярность и величину ионной силы биосред, образуют биоэлектрический потенциал, катализируют процессы обмена веществ, стабилизируют определенные ткани (костная), служат в качестве энергетических депо (фосфаты), участвуют в свертывающей системе крови и т.д.
Билет 17. Основные положения протолитической теории кислот и оснований Бренстеда-Лоури; сопряженная протолитическая пара. Связь между константой кислотности и константой основности в сопряженной протолитической паре. Амфолиты. Теория Льюиса.
Основные положения протолитической теории кислот и оснований Бренстеда-Лоури

Кислоты – молекулы или ионы, способные в данной реакции отдавать катион водорода
Кислота – донор протонов
Основания – молекулы или ионы, способные в данной реакции присоединять протоны (акцепторы протонов)

Основания – акцепторы протонов.

С каждой кислотой сопряжено основание, в которое она переходит, теряя протоны.

Каждой кислоте соответствует свое основание и каждому основанию - своя кислота. Эту пару сопряженных веществ называют кислотно-основной или протолитической парой. Каждый отдельный компонент этой пары называется протолитом. Кислота и основание одной протолитической пары называются сопряженными протолитами (сопряженными кислотой и основанием).

Чем сильнее кислота, тем слабее сопряжённое с ней основание.

Согласно протонной теории кислоты подразделяют на 3 типа:

1) Нейтральные кислоты, например HCl, H₂SO₄, H₃PO₄ и др.:

HCl_(газ) + H₂O_(ж)  H₃O⁺_(р) + Cl^-_(р)

нейтр. к-та основание сопряжённая к-та сопряжённое основание

2) Катионные кислоты, представляющие собой положительные ионы, например NH₄⁺, H₃O⁺:

NH₄⁺  NH₃ + H⁺

3) Анионные кислоты, представляющие собой отрицательные ионы, например HSO₄^-, H₂PO₄^-, HPO₄^2- и др.

HSO₄^-_(р) + H₂O_(ж)  H₃O⁺_(р) + SO₄^2-_(р)

анионная к-та основание сопряжённая к-та сопряжённое основание
Подобного рода классификация имеется и для оснований:

1) Нейтральные основания, например NH₃, H₂O, C₂H₅OH и др.

NH₃+H⁺  NH₄⁺

2) Анионные основания, представляющие собой отрицательные ионы, например Cl^-, CH₃COO^-, OH^-:

CH₃COO^-+H⁺ CH₃COOH

3) Катионные основания, представляющие собой положительные ионы, например H₂N-NH₃⁺

Связь между константой кислотности и константой основности в сопряженной протолитической паре.

К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы равновесия. Например, для электролитической диссоциации (протолиза) уксусной кислоты, протекающей под действием молекул воды,

СН₃СООН + Н₂О ^↔ Н₃О⁺ + СН₃СОО^–

константа равновесия имеет вид

Кa =	[H3O+][CH3COO–]/ [CH3COOH]

Здесь в числителе дроби стоят равновесные концентрации ионов - продуктов диссоциации, а в знаменателе - равновесная концентрация недиссоциированных молекул.

Константа протолитического равновесия, определяющая полноту протекания протолиза слабой кислоты при данной температуре, называется константой кислотности.

Аналогично для протолиза слабого основания

NH₃·HOH ^↔ NH₄⁺ + OH^–

существует константа основности, определяющая полноту протекания протолиза слабого основания при данной температуре

Кb =	[NH4+][OH–]/ [NH3 · HOH]

Величины К_а и К_b для сопряженной кислотно-основной пары связаны также простым соотношением.

К_а К_b=10^-14 или рК_а+рК_b=14, рК_b=14-рК_а

Амфолиты.

Амфолиты — амфотерные электролиты, т. е. вещества, молекулы которых содержат одновременно и кислотные, и основные группы, и поэтому в водных растворах диссоциируют и как кислоты с отщеплением водородных ионов Н ⁺, и как основания с отщеплением гидроксильных ионов ОН^-.

К амфолитам относятся биологически важные вещества: аминокислоты , пептиды , белки и др. Кислотные свойства этих веществ обусловлены наличием в них карбоксильных групп СООН, а основные свойства — содержанием аминогрупп NH₂. К амфолитам также относится вода.

Теория Льюиса.

Кислоты Льюиса – это молекулы или ионы, имеющие вакантные электронные орбитали, вследствие чего они могут акцептировать электронную пару. (пример – протон водорода, катионы металлов, оксиды некоторых неметаллов (SO₃, SiO2), ряд солей (AlCl₃ и др.))

Основания Льюиса – это молекулы и ионы, имеющие пару электронов, являющиеся донорами электронных пар. Примеры: все анионы, аммиак, вода, спирты, галогены и др.

Взаимодействие между кислотой и основанием заключается в образовании донорно-акцепторной связи между реагирующими частицами.



Принцип жестких и мягких кислот (ЖМКО).

Основан на теории Льюиса.

Жёсткие кислоты – это акцепторы электронной пары, обладающие малым размером, значительным положительным зарядом, большой электроотрицательностью и низкой поляризуемостью.

Примеры: протоны водорода, катиона лития, магния, калия, натрия, алюминия, хрома. Молекулы BF₃, AlCl₃ и др.

Жёсткие основания – донорные частицы с высокой электроотрицательностью, низкой поляризуемостью. Соединения прочно удерживают электроны.

Примеры: гидроксид-ион, фторид-ион, хлорид-ион, нитрат-ион, NH₃, R-NH₂, H₂O, спирты, эфиры.

Мягкие кислоты – кислоты Льюиса, содержащие акцепторные атомы с малым положительным зарядом, большим размером, низкой электроотрицательностью, высокой поляризуемостью.

Примеры: Катионы серебра, меди (I), ртути, I⁺, Br⁺

Мягкие основания – основания Льюиса, содержащие донорные частицы с низкой электроотрицательностью, высокой поляризуемостью.

Слабо удерживают валентные электроны.

Примеры: I^-, H^-, C₆H₆, алкены

Суть принципа ЖМКО: жёсткие кислоты реагируют с жёсткими основаниями, мягкие кислоты – с мягкими основаниями.
Билет 18. Автопротолиз воды. Константа автопротолиза воды. Водородный показатель (pH) как количественная мера активной кислотности и основности. Определение активной концентрации ионов водорода.