Скачать презентацию Лекция 2 Растворы электролитов v Теория электролитической Скачать презентацию Лекция 2 Растворы электролитов v Теория электролитической

2_Растворы электролитов_ОиНХ.ppt

  • Количество слайдов: 25

Лекция 2. Растворы электролитов Лекция 2. Растворы электролитов

v Теория электролитической диссоциации Аррениуса. • Кислота – вещество, диссоциирующее в водном растворе на v Теория электролитической диссоциации Аррениуса. • Кислота – вещество, диссоциирующее в водном растворе на ион водорода и ион кислотного остатка: НА Н+ + А-. • Основание – вещество, диссоциирующее на ион Ме и гидроксид ион: ВОН В+ + ОН-. Недостатки теории Аррениуса: ü Не учитывала роль растворителя. ü Не объясняла кислотных и основных свойств некоторых веществ, которые при диссоциации не выделяли ионы Н+ или ОН-.

Теория электролитической диссоциации Аррениуса пригодна лишь для водных растворов, в неводных растворителях она несостоятельна. Теория электролитической диссоциации Аррениуса пригодна лишь для водных растворов, в неводных растворителях она несостоятельна. Например, NH 4 Cl, ведущий себя как соль в водном растворе, при растворении в жидком аммиаке проявляет свойства кислоты, растворяя металлы с выделением водорода: NH 3 2 NH 4 Cl + Ca = 2 NH 3 + Ca. Cl 2 + H 2. Мочевина CO(NH 2)2, растворяясь в безводной уксусной кислоте, проявляет свойства основания, в жидком аммиаке – свойства кислоты, а ее водные растворы – нейтральны. В связи с этим была выдвинута протолитическая теория, позволившая расширить класс кислот и оснований.

Протолитическая теория кислот и оснований (Теория Бренстеда-Лоури) Кислота – молекула или ион, способные отдавать Протолитическая теория кислот и оснований (Теория Бренстеда-Лоури) Кислота – молекула или ион, способные отдавать Н+ (протон). Кислота – донор протонов. Основание - молекула или ион, способные присоединять Н+ (протон). Основание – акцептор протонов.

Амфолитами являются: вода; гидроксиды (Zn, Al, Pb, Sn, Cr); гидроанионы многоосновных кислот (НСО 3 Амфолитами являются: вода; гидроксиды (Zn, Al, Pb, Sn, Cr); гидроанионы многоосновных кислот (НСО 3 -, НРО 42 -, Н 2 РО 4 -); аминокислоты

Жидкие протонсодержащие растворители вступают в обратимую реакцию автопротолиза. Например, для воды: 2 Н 2 Жидкие протонсодержащие растворители вступают в обратимую реакцию автопротолиза. Например, для воды: 2 Н 2 О = Н 3 О+ + ОН- или упрощенно Н 2 О = Н+ + ОНСостояние равновесия в этом случае характеризуется ионным произведением воды Kw: K w = [OH-] х [H 3 O+] При 25 о. С K w = 10 -14 и [OH-] = [H+] = 10 -7 моль/л Содержание катионов оксония [H 3 O+] и гидроксидионов [OH-] удобно выражать через водородный показатель р. Н и гидроксидный показатель р. ОН.

Водородный показатель р. Н – это отрицательный десятичный логарифм активности водородных ионов: р. Н Водородный показатель р. Н – это отрицательный десятичный логарифм активности водородных ионов: р. Н = - lg cн+. Аналогично, р. ОН – это отрицательный десятичный логарифм активности ионов ОН-: р. ОН = - lg cон-. Логарифмируя уравнение КW = [Н+] [ОН-], получаем: - lg cн+ + (- lg cон-) = -lg КW = -lg 10 -14 или р. Н + р. ОН = 14. Шкала кислотности воды составляет 14 единиц. р. Н нейтрального раствора равно 7. При р. Н < 7 - кислая среда, При р. Н > 7 - щелочная среда.

Расчет р. Н кислот и оснований Кислоты сильные слабые р. Н = - lg. Расчет р. Н кислот и оснований Кислоты сильные слабые р. Н = - lg. Ск-та р. Н = - lg(α Ск-та) Основания сильные р. Н = 14 + lg. Сосн слабые р. Н = 14 + lg(α Сосн)

Электронная теория Льюиса. • Кислота – вещество, принимающее электронные пары, т. е. акцептор электронов. Электронная теория Льюиса. • Кислота – вещество, принимающее электронные пары, т. е. акцептор электронов. (Примеры: галогениды бора, алюминия, кремния, олова и других элементов) • Основание – вещество, отдающее электронные пары, т. е. донор электронов. (Примеры: галогенид-ионы, аммиак, алифатические и ароматические амины, соединения типа R 2 CO) • Взаимодействие между кислотой и основанием заключается в возникновении ковалентной связи по донорноакцепторному механизму.

Гетерогенные реакции в растворах электролитов Гетерогенные реакции в растворах электролитов

Растворимость – свойство вещества растворяться в воде или другом растворителе. Выражается константой растворимости (Ks), Растворимость – свойство вещества растворяться в воде или другом растворителе. Выражается константой растворимости (Ks), который показывает, какая масса вещества может раствориться в 100 г растворителя при данной температуре. Мерой растворимости (S) вещества при данных условиях является его содержание в насыщенном растворе. Вещества Хорошо растворимые в воде (Р) Малорастворимые в воде (М) Практически нерастворимые в воде (Н) Ks >10 г/100 г воды Ks < 1 г /100 г воды Ks< 0, 01 г /100 г воды

Константа растворимости (Кs) растворение Са. СО 3 Са 2+ + СО 32 - осаждение Константа растворимости (Кs) растворение Са. СО 3 Са 2+ + СО 32 - осаждение жидкая фаза тв. фаза При равновесии: Vраств. = Vосажд.

где а = fа ∙ С Кх. р. а (Ca. СО 3) = а где а = fа ∙ С Кх. р. а (Ca. СО 3) = а (Са 2+) а (СО 32 -) соnst const при данных для твердого условиях вещества Ks

Ks - константа растворимости Ks = а (Са 2+) ∙ а (СО 32 -) Ks - константа растворимости Ks = а (Са 2+) ∙ а (СО 32 -) Ks или ПР (произведение растворимости), справочные величины для разбавленных растворов fa→ 1 и а → С Ks = С(Са 2+) ∙ С(СО 32 -) Ks = [Са 2+] ∙ [СО 32 -] или

Для электролитов состава Мх. Аy Ks = Cх(М+) ∙ Cy(А‾) Например, Ca 3(PO 4)2 Для электролитов состава Мх. Аy Ks = Cх(М+) ∙ Cy(А‾) Например, Ca 3(PO 4)2 3 Ca 2+ + 2 PO 43 - Ks = C 3 (Ca 2+) ∙ C 2 (PO 43 -)

Зная Ks можно рассчитать равновесную концентрацию вещества в насыщенном растворе, т. е. растворимость (S) Зная Ks можно рассчитать равновесную концентрацию вещества в насыщенном растворе, т. е. растворимость (S) общий вид для электролита типа A m. B n m. A n+ + n. B m‾ Пример: Ca 3(PO 4)2 3 Са 2+ + 2 РО 43 -

Условия образования и растворения осадков Условия образования и растворения осадков

растворение Ca. SO 4 осаждение Ca 2+ + SO 42‾ 1) В равновесии Vраств. растворение Ca. SO 4 осаждение Ca 2+ + SO 42‾ 1) В равновесии Vраств. =Vосажд С (Ca 2+) ∙ С (SO 42 -) = Ks 2) Увеличение [С] ионов => равновесие, т. е. выпадает осадок. С (Ca 2+) ∙ С (SO 2 -) > K 4 s - условие образования осадка ↓ 3) С (Ca 2+) ∙ С (SO 42 -) < Ks - условие растворения осадка

Гетерогенные процессы в живых организмах Жидкая фаза – кровь Са 2+, НРО 42 -, Гетерогенные процессы в живых организмах Жидкая фаза – кровь Са 2+, НРО 42 -, Н 2 РО 4 -, ОН- , НСО 3 -, лактаты, белки Ks (Ca(Н 2 РO 4)2 = 1, 0 ∙ 10 -3 Са 2+ + НРО 42 - → Са. НРО 4 Ks (Ca. НРO 4) = 2, 7 ∙ 10 -7 Далее происходит депротонирование 2 Са 2++ 3 Са. НРО 4 + 4 ОН- р. Н крови (7, 4) Ca 5(PO 4)3 ОН + 3 H 2 O гидроксиапатит Кs = 1, 6 ∙ 10 -58

аморфный Ca 3(PO 4)2 → Ca 5(PO 4)3 OH аморфный Ca 3(PO 4)2 → Ca 5(PO 4)3 OH

2 Са 2++ 3 Са. НРО 4 + 4 ОН- ↔ Ca 5(PO 4)3 2 Са 2++ 3 Са. НРО 4 + 4 ОН- ↔ Ca 5(PO 4)3 ОН + 3 H 2 O Эмаль Налет (с кариесным поражением) Бактериальные кислоты Слюна Са 2+ Ca 5(PO 4)3 ОН+7 Н+→ 5 Са 2++3 Н 2 РО 4¯+H 2 O Ca 5(PO 4)3 F Факторы, защищающие эмаль от растворения

Патология костной ткани Са 5(РО 4)3 ОН Изоморфизм – замещение частиц одного компонента в Патология костной ткани Са 5(РО 4)3 ОН Изоморфизм – замещение частиц одного компонента в узлах кристаллической решетки частицами другого. Ве+2 бериллиевый рахит (бериллоз), размягчение костей Sr 90 - β-излучатель костный мозг лейкоз Sr+2 стронциевый рахит (ломкость костей)

Камнеобразование-болезнь обмена веществ Кальциноз —отложений солей кальция в мягких тканях или органах, в которых Камнеобразование-болезнь обмена веществ Кальциноз —отложений солей кальция в мягких тканях или органах, в которых соли в нерастворённом состоянии содержаться не должны. мочекислые (уратные), Известно также как оксалатные, фосфатные, обызвествление. цистиновые камни ПАДАГРА. Соли мочевой кислоты (ураты) откладываются в суставах.

СПАСИБО ЗА ВНИМАНИЕ СПАСИБО ЗА ВНИМАНИЕ