Содержание
- 2. План 6.1 Теория электролитической диссоциации С. Аррениуса 6.2 Теории слабых и сильных электролитов 6.3 Электропроводность растворов
- 3. Сванте Аррениус (1859-1927) 6.1.Теория электролитической диссоциации была создана в шведским химиком С. Аррениусом (1884-1887 ) Лауреат
- 4. Основные положения теории С. Аррениуса 1. Электролиты – это вещества, диссоциирующие в растворах и расплавах на
- 5. 2. В результате диссоциации раствор становится электропроводным. Его электропроводность зависит от степени диссоциации электролита (α) число
- 6. От степени диссоциации электролитов зависят и другие физические свойства растворов, например, осмотическое давление, температура кипения и
- 7. где n - число ионов, на которые распадается молекула электролита: NaCl n = 2 Na2SO4 n
- 8. i – изотонический коэффициент, который в бесконечно разбавленных растворах стремится к n (i → n)
- 9. 3. Электролиты, в зависимости от степени их диссоциации, делятся на сильные и слабые.
- 10. Однако это деление условно, т.к. одно и тоже вещество, в зависимости от природы растворителя, может быть
- 11. NaCl в воде – сильный электролит, NaCl в бензоле – слабый электролит В дальнейшим будут рассмотрены
- 12. Современные воззрения на процесс электролитической диссоциации объединяют идеи Аррениуса и учение Д.И. Менделеева о растворе, как
- 13. Схема диссоциации электролита ионного строения + + + + + + + + - - -
- 14. Экспериментальным путем определяются числа гидратации, т.е. число молекул воды, связанных с одним ионом: H+ Li+ Na+
- 15. Роль растворителя в процессе диссоциации описывается законом Кулона: q1× q2 ε × r2 F =
- 16. где F – сила электростатического притяжения ионов, q1 и q2 – заряды ионов, r – расстояние
- 17. ε – диэлектрическая постоянная растворителя, показывающая во сколько раз взаимодействие между ионами в данной среде меньше,
- 18. ε(H2O)~81; ε(C2H5OH) ~ 24, для большинства орг. растворителей ε = 2-2,5.
- 19. В воде сила взаимодействия между ионами понижается в 80 раз, и собственные колебания частиц в узлах
- 20. 6.2.1 Теория слабых электролитов К слабым электролитам относятся ковалентные соединения, частично (обратимо) диссоциирующие в водных растворах.
- 21. К ним относятся: а) почти все органические и многие неорганические кислоты: H2S, H2SO3, HNO2, HCN, и
- 22. В их растворах устанавливается равновесие между молекулами веществ и их ионами: KaтAн⇄Kaт++Aн- α
- 23. Данные равновесия описываются с помощью констант равновесия, называемых константами диссоциации (Кдис).
- 24. К дис = [Кaт]×[Aн] ____________ [KaтAн]
- 25. Частными случаями Кдис являются: константы кислотности Ка, константы основности Кb, константы нестойкости Кн, (характеризует диссоциацию комплексных
- 26. Слабые электролиты подчиняются закону разбавления Оствальда, получившего Нобелевскую премию в 1909 за работы в области химического
- 27. При разбавление раствора водой степень электролитической диссоциации электролита увеличивается : α2 1 – α Кдис =
- 28. Если α α ≈ √ Кдис/См
- 29. 6.2.2 Теория сильных электролитов Дебая-Гюккеля (1923) Сильные электролиты - это соединения, полностью диссоциирующие в водных растворах
- 30. К ним относятся: Некоторые неорганические кислоты: HCl, HClO4, HNO3, H2SO4 и др., Щелочи: NaOH, KOH, Ba(OH)2,
- 31. Из-за высокой концентрации ионов в растворе сильного электролита создается собственное электромагнитное поле, интенсивность которого определяется величиной
- 32. Пример. Рассчитайте ионную силу 0,1 М раствора азотной кислоты HNO3 → H+ + NO3- = 0,1M
- 33. В растворе сильного электролита вокруг каждого иона создается ионная атмосфера, состоящая из ионов противоположного знака: +
- 34. Во внешнем электрическом поле ион и его атмосфера приобретают разнонаправленное движение, вследствие чего происходит электрофоретическое торможение
- 35. Из-за уменьшения электропроводности, вызванной взаимным торможением ионов, создается впечатление, что концентрация ионов в растворе меньше, чем
- 36. а = γ См где γ – коэффициент активности иона, характеризующий отклонение физических свойств растворов от
- 37. В растворах сильных электролитов ионы проявляют свои свойства не в соответствии с их концентрацией, а в
- 38. 6.3 Растворы электролитов являются проводниками второго рода; тип проводимости ионный. Во внешнем электрическом поле ионы приобретают
- 39. Электропроводность растворов при постоянной температуре зависит от количества ионов и их подвижности(U), т.е. скорости перемещения к
- 40. Зависимость удельной электропроводности растворов от концентрации электролитов См Сильный электролит Слабый электролит
- 41. В области разбавленных растворов рост концентрации электролитов приводит к увеличению электропроводности, что связано с увеличением числа
- 42. Для слабых электролитов данная зависимость обусловлена уменьшением степени диссоциации (закон Оствальда); для сильных – усилением электрофоретического
- 43. Органы и ткани организма электропроводны, т.к. содержат растворенные электролиты. Изменение проводимости тканей и клеток свидетельствует о
- 44. Удельная электропроводность биологических тканей организма (370С)
- 45. При заболеваниях почек удельная электропроводность мочи может уменьшаться до 0,9 -1,4 Ом-1м-1, что связано с уменьшением
- 46. При диабете электропроводность мочи также уменьшается из-за повышенного содержания сахара, являющегося неэлектролитом.
- 47. Электрическая проводимость тканей лежит в основе таких физиотерапевтических методов лечения как ионофорез, электростимуляция, ультравысокочастотная терапия.
- 48. Для физико-химических исследований широко применяется молярная электропроводность растворов (λ): λ = æ ____________________ См
- 49. λ = α (U+ + U-) При бесконечно большом разбавлении раствора α →1 и λ∞ =
- 50. Предельные подвижности ионов в воде при 250С, Ом‾1·м2/моль
- 51. По данным электропроводности можно определить степень диссоциации электролитов (α) и растворимость труднорастворимых электролитов (S): λ æ
- 52. 6.4 Электролиты играют важную роль в жизнедеятельности организма. Общее содержание катионов в плазме крови ~154 ммоль/л.
- 53. Общее содержание анионов в плазме ~154 ммоль/л. К важнейшим анионам относятся Cl-, HCO3-, SO42-, H2PO4-, HPO42-,
- 54. Ионная сила плазмы крови составляет ~0,15 моль/л. Каждый ион выполняет свои особые функции и, кроме того,
- 55. а) удерживают воду в виде гидратов; б) создают осмотическое давление биологических жидкостей. Существование перепадов осмотического давления
- 56. в) влияют на растворимость газов, а также белков, аминокислот и других органических соединений.
- 57. В разбавленных растворах наблюдается солевой эффект – увеличение растворимости веществ в присутствии электролитов;
- 58. В концентрированных растворах имеет место эффект высаливания – уменьшение растворимости веществ в присутствии электролитов.
- 59. NaCl KCl Na2SO4 Ионная сила lg S/S0 Растворимость гемоглобина в солевых растворах
- 61. Скачать презентацию