Амфотерные гидроксиды с точки зрения теории электролитической диссоциации.

20) Амфотерные гидроксиды с точки зрения теории электролитической диссоциации.

Особым случаем является смещение равновесия диссоциациии амфотерных гидроксидов. Такие электролиты могут находиться в осадке и в растворе в виде молекул и диссоциировать по типу кислоты и основания. Zn(OH)2↔Zn2+ + 2OH-

Добавление кислоты или щелочи вызывает растворение осадка, так как и в том, и в другом случае связываются ионы ОН- или Н+, что приводит к образованию слабого электролита Н2О. ОН-+Н+→Н20. В первом случае равновесие диссоциации смещается и сторону ионной формы основания (вправо), во втором - в сторону ионной формы кислоты (влево).

21) Сильные электролиты. Активная концентрация. Ионная сила раствора

К сильным электролитам относятся вещества, степень электролитической диссоциации которых больше 30 %. Сильными электролитами являются многие неорганические соли, некоторые кислоты, например Н2S04, НСl, НNОз, HClO4, основания, например NаОН, КОН, Ва (ОН)2. Свойства растворов сильных электролитов определяются преимущественно ионной формой частиц, поэтому диссоциацию сильных электролитов можно представить как односторонний процесс (полный распад вещества на ионы).

На самом деле в растворе существует динамическое равновесие, характеризующиеся равенством скоростей процессов диссоциации v1 и ассоциации v2. Следствием этого является несовпадение расчетной концентрации См электролита в растворе с действующей концентрацией, или активностью, а. а =f*См, где f- коэффициент активности. Для очень разбавленных растворов коэффициент активности можно найти по формуле Дебая-Хюккеля lgf≈ -0,5 * z² * I^1/2, где z - заряд иона;I- ионная сила раствора I=О,5 ∑См_i* z_i² где См(i) - молярная концентрация i-го иона, Z(i) - заряд иона. Коэффициент активности (f) зависит как от природы электролита, так и от концентрации. Явление ассоциации ионов уменьшает, а явление гидратации ионов повышает коэффициент активности растворенного электролита. Частицы растворенного вещества в растворе находятся в гидратированном состоянии. Это может означать, что молекулы воды в гидратной оболочке сильнее взаимодействуют с частицами растворенного вещества, чем с молекулами воды в объеме жидкости. В концентрированных растворах все молекулы воды оказываются в гидратных оболочках, что приводит к увеличению коэффициентов активности растворенного вещества. Отмеченные явления можно оценить также с помощью такой характеристики, как степень электролитической диссоциации, которая применительно к сильным электролиты называется кажущейся.

22. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель pH. 1) Вода является слабым электролитом, в незначительной степени она диссоциирует на ионы. H₂O ↔ H⁺+ OH^- Выражение константы диссоциации воды: K_д = [H⁺] * [OH^-]/[H₂O] При 25 °C константа диссоциации воды равна 1,8·10−16моль/л. Поскольку концентрация воды мало меняется при диссоциации, ее можно считать постоянной величиной и включить в константу: K_в = К_д* [H₂O] = [H⁺] * [OH^-] 2) Ионное произведение воды K_в– это произведение молярных концентраций ионов H⁺и OH^-. Ионное произведение воды при постоянной температуре – величина постоянная, она увеличивается при повышении температуры. При температуре 25

K_вимеет значение: K_в= [H⁺] * [OH^-] = 1 * 10^-14 (моль/л)² Поскольку в чистой воде мольные концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов совпадают, то из ионного произведения можно определить концентрации этих ионов: [H⁺] = [OH^-] = (K_в)^1/2 = (1 * 10^-14)^1/2= 1*10^-7моль/л. Из-за неудобств в использовании столь малых величин (1*10^-7) ввели характеристику концентрации вещества (рВ), который выражается: рВ = -lg[B] 3) Величина pH называется водородным показателем. Водородный показатель — (рН) величина, характеризующая активность или концентрацию ионов водорода в растворах; численно равна отрицательному десятичному логарифму концентрации, выраженной в грамм ионах на литр. рН = 1g(H+], где [Н+] концентрация ионов водорода. Водородный показатель (pH), характеризует кислотность разбавленных растворов. Определяется как отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов H+. В нейтральных водных растворах pH=7, в кислых <7, в щелочных >7.

23. Гидролиз солей. Роль в живом организме. 1) Гидролиз солей – обменная реакция соли с водой. В большинстве случаев это обратимая реакция. Гидролиз является реакцией, обратной нейтрализации – взаимодействию кислот с основаниями. Гидролиз – эндотермический процесс, поэтому он усиливается с повышением температуры. Возможность и характер протекания гидролиза определяется природой соли. Гидролизу подвергаются соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием, слабым основанием и сильной кислотой, слабой кислотой и слабым основанием. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу НЕ подвергаются, так как в этом случае не образуются слабые электролиты. 2) Живые организмы осуществляют гидролиз разных органических веществ в процессе реакций катаболизма при участии ферментов. К примеру, в процессе гидролиза при участии пищеварительных ферментов белки расщепляются на аминокислоты, жиры — на глицерин и жирные кислоты, полисахариды (к примеру, крахмал и целлюлоза) — на моносахариды (к примеру, на глюкозу), нуклеиновые кислоты —на вольные нуклеотиды.

⇐ Предыдущая 1 234 Следующая ⇒