Если на систему находящуюся в равновесии. Оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшиться.
29.Тепловой эффект химического процесса. Тепловой эффект образования сложного вещества энтальпия образования элементных веществ. Стандартные изменения термодинамических величин сложных веществ.

30.Термодинамические реакции .Закон Гесса и следствия из него.

31.Обратимые необратимые в термодинамическом смысле процессы. Направление самопроизвольных процессов. Свободная энергия Гиббса, энтропия. Физический смысл Ĝ,S. Второе начало термодинамики. Закон Гесса для энергии Гиббса.

32.Энтропия. Физический смысл. Формула Больцмана. Стандартная энтропия.

Энергия освобождающаяся в результате химических реакций или при некоторых физических процессах ( конденсация пара в жидкость или кристаллизация жидкости ΔHвнутренняя энергия вещества и поэтому будет справедливо равенство ΔU=ΔH

Таким образом, количество внутренней энергии содержащейся в веществах и освобождающейся в результате химических и физических превращений называется тепловым эффектом.

Тепловой эффект образования сложного вещества.

Тепловой эффект образования сложного вещества из простых называют теплотой или энтальпией образования сложного вещества (ΔH_обр.)

ΔH_обр. в отличие от ΔH относится к образованию одного моля сложного вещества. Например

Н_{2 (г)} + С1_2(г) = 2НС1 ΔH
Но при образовании одного моля вещества НС1

½ Н_{2 (г)} + ½ С1_2(г) = НС1 ΔH_обр.обр.

ΔH зависит от температуры и давления в системах.

Для удобства сравнения введено понятие стандартного состояния вещества, т.е. такого, которое соответствует состоянию чистого продукта при давлении Р= 101,325 кПа и температуре Т= 298 К (25⁰С) отнесенные к стандартным состояниям условий, изменения соответствующих термодинамических величин называют стандартными , их обозначения снабжаются верхним индексом 0:

ΔH⁰_обр.- стандартное изменение энтальпии образования одного моля сложного вещества.

Стандартные изменения энтальпий сложных веществ приводятся в таблицах термодинамических величин.

Основной принцип (закон), на котором основываются все термохимические расчёты установлен русским химиком Г. И. Гессом в 1840 году, (изучал тепловые эффекты различных реакций) который формируется следующим образом: суммарный тепловой эффект химического процесса зависит не от пути, а только от начального и конечного состояний системы.

Из закона Гесса следует:

2. 
   тепловые эффекты прямой и обратной реакции равны и противоположны по знаку:
   

ΔH₁

А ↔ В ΔН₁= - ΔН₂

ΔH₂

2.суммарный тепловой эффект кругового процесса равен нулю:
ΔН₁+ ΔН₂+ ΔН₃+ ΔН₄ =0

3.тепловой эффект химической реакций равен разности сумм стандартных теплот образования продуктов реакции и исходных

А + В = С + Д ; ΔH

ΔH=[ΔH⁰_обр.(С)+ ΔH⁰_обр.(Д) ] - [ΔH⁰_обр.(А)+ ΔH⁰_обр.(В) ] или ΔH=∑ΔH⁰_прод. −∑ΔH⁰_исх.

Или иначе говоря переход системы из начального состояния 1 с энтальпией Н₁ в состояние 2 с энтальпией Н₂ . Изменение энтальпии системы в результате этого перехода, называется энтальпией данной реакции и равно разности

ΔH=H_2. −H₁

А + В = С + Д

Н₁ Н_2.

Второе начало термодинамики. Свободная энергия Гиббса.

Процесс называется самопроизвольным, если он осуществляется без каких либо воздействий из вне, т.е. система предоставлена самой себе.

Решение вопроса о самопроизвольности протекания процесса достигается с помощью второго начала термодинамики. Но, кроме того, здесь необходимо вспомнить понятия – обратимые и необратимые в термодинамическом смысле процессы.

Процесс называется термодинамически обратимым,если при переходе из начального состояния в конечное, все промежуточные состояния оказываются равновесными, т.е. обратимый процесс на любом этапе можно заставить идти обратно, изменив внешние условия.

Процесс называется необратимым, если хоть одно из промежуточных состояний не равновесно. С обратимостью связана такая важная проблема медицины - как консервация тканей при низких температурах.

В классической термодинамике под S понимают такое свойство системы, изменение которого при обратимом процессе, численно равно отношению теплоты к температуре протекания процесса :

ΔS=Q/T Р. Клаузиус

В термодинамике обратимым называется такой процесс, который протекает бесконечно медленно и при этом система все время находится в состоянии равновесия . (например испарение воды в условиях кипения).

Суть функции состояния (S), чтобы понять оперируют понятиями макро- и микро- состояний системы. Наиболее наглядным примером может служить коробка с ячейками, в которых находятся шары. Например, в 9 ячейках находится 4 шара – это модель макросистемы. Шары можно разложить по ячейкам 126 способами, каждый из которых является- микросостоянием.

Число микросостояний, посредством которых реализуется данное макросостояние, связано с термодинамической вероятностью. Вот S и определяется термодинамической вероятностью. S тем выше, чем больше способов реализации макросостояния. Поэтому и считают S- мерой неупорядоченности системы. Математическая связь S с числом микросостояний установил Л. Больцман.

S= k ln g _U,V где g – термодинамическая вероятность данного состояния системы при определенном запасе внутренней энергии и объеме. К = постоянная Больцмана = 1,38^. 10^-23 Дж/К

Возможность самопроизвольного протекания химического процесса или химической реакции в системе определяется совокупностью двух факторов:

- Стремление системы к состоянию наименьшей энергии

- Стремление системы достижения наиболее вероятного состояния

1. Мерой стремления системы к состоянию с наименьшей энергией служит – энтальпия (Н) ΔH→min

2. Мерой стремления системы к наиболее вероятному состоянию служит – энтропия (S) Δ S →max неупорядоченному состоянию.

Энтропия есть мера вероятности пребывания системы в данном состоянии или мера неупорядоченности.

Направление химических процессов характеризует изобарно-изотермический потенциал или свободная энергия Гиббса связанная с Н и S следующим соотношением. G=H- Т S

Физический смысл G заключается (раскрывается) следующим образом:

H- полная энергия системы Т S- связанная энергия, которая ни при каких обстоятельствах не превращается в работу.

Т.о. G- характеризует энергетику системы, т.е. активность химических реакций. Чем больше G тем активнее химический процесс, тем максимальнее совершаемая им работа.

Отсюда следует, что G – это та часть энергии, которая превращается в работу.

Для процесса протекающего при Т = соnst P=const (изобарно изотермический) уравнение Гиббса принимает вид Δ G=ΔH- ТΔ S уравнение Гиббса - Гельмгольца

Δ G- зависит от величины вклада, которые вносят энтальпийный и энтропийный составляющие. Т.к. во время химического процесса энергия Гиббса убывает, то по знаку Δ G можно судить о направлении химического процесса.

В состоянии равновесия G=const ΔG=Ο

ΔG< 0 в условиях самопроизвольности (т.о. реакция идет в прямом направлении)

ΔG>0 реакция самопроизвольно не протекает (идет в обратном направлении)

В изолированной системе нет обмена энергии с окружающей средой Δm=0 ΔU=0, следовательно ΔH=0 и в этой системе будут протекать реакции (процессы), которые вызывают только рост энтропии в этом суть второго начала термодинамики- одного из важнейших законов, живой и неживой природы. Δ G=ΔH- ТΔ S

Чем больше Δ S тем меньше Δ G и реакция идет в прямом направлении.

Т.о. по ΔS можно прогнозировать направление самопроизвольных процессов ( только в изолированных системах).

В качестве критерия самопроизвольности в процессов в открытых и закрытых системах служит функция состояния системы- энергию Гиббса.

Изменение свободной энергии системы при изобарно- изотермическом процессе также подчиняется закону Гесса: ΔG=ΣG_прод.р. –ΣG_и.в.

Для получения сравнимых данных характеризующих различные реакции, сопоставляют стандартные изменения ΔΗ^о_т;ΔS^о_т;ΔG^о_т; для простых и сложных веществ эти значения табулированы.

33.Учение о растворах. Общие свойства растворов. Классификация дисперсных систем. Истинные растворы. Концентрации растворов.

34.Способы выражения концентрации растворов: молярная, моляльная, нормальная, процентная, мольная доля.

Растворами называют находящуюся в состоянии равновесия гомогенную систему переменного состава из 2х или более веществ.

Вещества, составляющие раствор называют компонентами.

По агрегатному состоянию растворы делят: на газообразные, жидкие и твердые.

- газовые ( их называют газовыми смесями, т.к. компоненты располагаются на значительных расстояниях друг от друга и между ними отсутствует взаимодействие)

- твердые ( иногда их отождествляют с химическими соединениями переменного состава из-за наличия сил межмолекулярного взаимодействия)

- жидкие ( наиболее типичные представители класса растворов)

Растворителем называется вещество которое при растворении не меняет своего агрегатного состояния или входит в состав раствора в преобладающем количестве.

Современная теория растворов объясняет механизм процесса растворения как совокупность 3х стадий.

1 стадия. Ориентация молекул растворителя вокруг растворяемого вещества, их взаимодействие, приводящее к ослаблению связей внутри растворяемого компонента. Этот процесс называется сольватацией, а если растворитель вода –гидратацией. Сольватация зависит от температуры, природы растворителя и растворенного вещества.

11 стадия. Разрыв химической связи внутри молекул растворенного вещества и ориентация молекул растворителя вокруг образующихся частиц. Этот процесс называется диссоциацией, на нее влияет температура, природа взаимодействующих частиц.

Внешний энергетический эффект растворения определяется именно этой стадией. Если растворение происходит в неполярном растворителе, т о 11 стадия отсутствует.

Ш стадия – равномерное распределение сольватированных частиц растворенного вещества в объеме растворителя – диффузия – эта стадия зависит только от температуры.

Многие свойства растворов напрямую связаны с его качественным и количественным составом.

Растворимостью называют максимальное количество вещества, способного раствориться в данном растворе при Р,Т – сопst

Качественный состав характеризуется установлением подвижного равновесия между фазами в процессе растворения.

Насыщенный раствор образуется в том случае, если количество вещества перешедшего в раствор в единицу времени, в единице объема уравнивается с количеством вещества выкристаллизовывающемся при тех же условиях из раствора. Если изменение количества вещества обозначить через ∆С, то данное условие запишется как

∆С_тв.ф. = ∆С_ж.ф. при Т= сопst.

Ненасыщенный раствор, как и насыщенный, образуется в неравновесных условиях, когда количество растворенного вещества далеко до насыщения.

Количественной характеристикой состава раствора является его концентрация, она показывает отношение количества растворенного вещества к общему количеству раствора и выражается различными способами.

Массовая доля ω – отношение массы растворенного вещества к массе раствора

ω =m_в-ва/m +m₀ m₀- масса растворителя выражается в % .

При условии что плотность раствора, есть отношение его массы к объему то массовую долю можно связать с объемом раствора т.е. ρ= m+m₀/ V следовательно

ρV=m+m₀ ω=m /ρV ^.100%

Мольная доля N – отношение количества данного вещества к сумме количеств компонентов раствора, т.е. мольная доля растворенного вещества, например

N=n /n+n₀ 100%

где n, n₀- количество растворенного вещества и растворителя.

Мольная доля растворителя = N₀ = n₀ / n+n₀ 100%

Объемная доля φ –отношение объема растворенного вещества V к объему всей системы V+V₀

Φ=V/V+V₀ 100% φ₀ = V₀/ V+V₀ 100% ω,N,φ- безразмерные величины.

Молярная концентрация – отношение количества растворенного вещества к объему раствора.

С_м = n/V+V₀ моль/л

Если учесть, что n=m/М, где m- масса растворенного вещества, М – его молярная масса, то

С_м = m/ М (V+V₀) моль/л

Моляльная концентрация – отношение количества растворенного вещества к массе растворителя

С_m= n/m₀ моль/кг

Зная, что n=m/М это выражение можно преобразовать: С_m= m/М m₀ моль/кг

Молярная концентрация эквивалента (нормальность)- отношение молей эквивалентов растворенного вещества к объему раствора Сn=n_э/ V+V₀ моль/л Сn=m/Э V , Т =m/V+V₀ г/мл

35.Коллигативные свойства разбавленных растворов (осмос осмотическое давление, диффузия, закон Вант-Гоффа, законы Рауля.).

36.Роль осмоса и осмотического давления в биологических системах.(«Тургор», изотонические растворы, асмоляльность-, гипертонические, гипотонические растворы, лизис, гемолиз, плазмолиз) Использование явления осмоса в медицинской практике.(гипертонические повязки, действие слабительных).
В разбавленных растворах неэлектролитов ослаблено взаимодействие между частицами растворителя и растворенного вещества и им можно пренебречь.

Свойства таких растворов называются коллигативными . они определяются только числом частиц в растворе и не зависят от их природы. К таким свойствам относятся : изменение давления насыщенного пара над раствором, температура замерзания и температура кипения раствора (законы Рауля), явления осмоса (закон Вант- Гоффа).

В процессе растворения происходит самопроизвольное распределение частиц растворяемого вещества между молекулами растворителя – диффузия.

Процесс этот двусторонний и продолжается до тех пор пока существует градиент концентрации ∆С (выравнивание концентраций).

Если на пути движения частиц стремящихся занять весь объем, поместить полупроницаемую мембрану , процесс выравнивания концентраций станет односторонним: молекулы растворителя будут проникать через мембрану из раствора с меньшей концентрацией растворенного вещества в более концентрированный.

Процесс односторонней диффузии растворителя через полупроницаемую мембрану называется осмосом. Давление, которое надо приложить к системе, чтобы остановить в ней осмос, называется осмотическим давлением. Осмос такой же самопроизвольный процесс, что и диффузия.

Применив к явлению осмоса законы идеальных газов,

Вант-Гофф установил следующую зависимость:

Р_осм= С_мRT закон Вант-Гоффа

Где Р_осм- осмотическое давление раствора с молярной концентрацией С_м при температуре Т, R- универсальная газовая постоянная.

Зная, что С_м = m/ М V

уравнение можно преобразовать Р_осм = mRT/МV

И использовать для определения молярной массы неизвестного вещества по осмотическому давлению: М= m RT / Р_осм V

Закон Вант-Гоффа- справедлив лишь при значениях С_м≤10^-2 моль/л.

Явление осмоса играет важную роль во многих химических и биологических системах. Благодаря осмосу регулируется поступление воды в клетки и межклеточные структуры. Упругость клетки (тургор), обеспечивающая эластичность тканей и сохранение определенной формы органов, обусловлена осмотическим давлением. Животные и растительные клетки имеют оболочки или поверхностный слой протоплазмы, обладающие свойствами полупроницаемых мембран. При помещении таких клеток в растворы с различной концентрацией наблюдается осмос.

Растворы , имеющие одинаковое осмотическое давление, называют изотоническими.

Изотонические растворы содержат одинаковое количество осмотически активных частиц.

Количество осмотически активных частиц в растворе выражается через осмомоляльность. Эта величина определяется концентрацией всех содержащихся в растворителе осмотически активных частиц (моль/кг)

При помещении клеток в изотонический раствор клетки сохраняют свой размер и нормально функционируют.

При помещении клеток в гипотонический раствор вода из менее концентрированного внешнего раствора переходит внутрь клеток, что приводит к их набуханию, а затем к разрыву оболочек и вытеканию клеточного содержимого . Такое разрушение клеток называют лизисом.

В случае эритроцитов этот процесс называют гемолизом. Кровь с клеточным содержимым, выходящим наружу при гемолизе, за свой цвет называется лаковой кровью.

При помещении клеток в гипертонический раствор вода из клеток уходит в более концентрированный раствор и наблюдается сморщивание (высушивание) клеток. Это явление называется плазмолизом.

Изотонический раствор NаС1 (0,9%)

Гипотонический раствор NаС1 (0,1%)

Гипертонический раствор NаС1 (2%)

Давление пара над жидкостью, когда скорость испарения равна скорости конденсации (равновесие на границе раздела фаз), называется давлением насыщенного пара.

Давление насыщенного пара Р над раствором всегда меньше чем давление насыщенного пара над чистым растворителем Р₀. Это явление доказал Ф.Рауль, который установил, что понижение давления пара над раствором тем больше, чем больше в нем мольная доля растворенного вещества – первый закон Рауля. Р₀-Р_//Р₀ = N

относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равна мольной доле растворенного вещества.

Где N – мольная доля растворенного вещества

Р₀-Р₌ ∆Р относительное понижение давления насыщенного пара

N- мольная доля растворенного вещества связана с количеством растворенного вещества и растворителя соотношением N=n/n₀ +n

Где n и n₀ – количество растворителя и растворенного вещества.

Отношение количество растворенного вещества (или растворителя) к сумме количеств всех веществ составляющих раствор- мольная доля.

Учитывая зависимость n=m/М и n₀ =m₀/М то закон Рауля может быть использован для определения молярной массы неизвестного вещества в растворе. М= М₀m/m₀ Р/Р₀-Р

Необходимо проанализировать диаграмму состояния насыщенного пара над раствором и чистым растворителем при изменении давления и температуры , ее анализ и согласование с первым законом Рауля дадут возможность установить, что в результате понижения давления пара над раствором последний (раствор) всегда кипит при более высокой температуре и замерзает при более низкой температуре, чем чистый растворитель.

Понижение температуры замерзания ∆Т_зам =Т₀-Т и повышение температуры кипения ∆ Т_кип=Т-Т₀ раствора прямо пропорциональны моляльной концентрации растворенного вещества – второй закон Рауля. ∆Т_зам= К С_m и ∆Т_кип= ЕС_m

пропорциональности физический смысл которых становится ясным если ввести граничные условия. При С_m=1 моль/кг К= ∆Т_зам и Е= ∆Т_кип

Криоскопия и эбуллиоскопия широко используется для идентификации растворов неизвестных веществ путем определения их молярной массы: М=Кm/m₀ ∆Т_зам М= Е m/m₀ ∆Т_кип

Где m, m₀ – массы растворенного вещества и растворителя.
37.Комплексные соединения. Координационная теория Вернера. Химическая связь в комплексных соединениях. Диссоциация комплексных соединений в растворах. Устойчивость комплексов. Парфириновые комплексы.
Альфред Вернер, профессор химии Цюрихского университета, в 1893 г предложил теорию, которую теперь называют координационной теорией Вернера. В молекулах большей части изученных комплексных соединений один из положительных ионов металла занимает центральное положение и называется центральным ионом или комплексообразователем.

7. 
   С комплексообразователем координированы, т.е. определенным образом связаны, так называемые лиганды, представляющие собой отрицательные ионы или нейтральные молекулы. Являющиеся донорами электронов. В силу этого лиганды находятся в непосредственной связи с комплексообразователем.
   
8. 
   Комплексообразователь вместе с лигандами составляет внутреннюю координационную сферу комплексного соединения, которая и заключается в квадратные скобки.
   
9. 
   Кроме внутренней сферы, в большей части комплексных соединений имеется также внешняя координационная сфера, состоящая в зависимости от заряда комплексного иона. Из отрицательных или положительных ионов.
   
10. 
    ионы внешней сферы связаны с внутренней сферой комплекса ионной связью. Которая при растворении вещества в воде разрывается, и ионы внешней сферы переходят в раствор в виде гидратированных ионов.
    
11. 
    Связь же комплексообразователя с лигандами неионогенная, и потому при растворении вещества в воде внутренняя координационная сфера не подвергается или почти не подвергается диссоциации.
    

Заряд комплексного иона равняется алгебраической сумме зарядов комплексообразователя и лигандов. Так, заряд комплексного иона [Fе(CN)₆] равен (+2)+(-6) =-4, следовательно, [Fе(CN)₆]^-4 является четырехвалентным анионом.

Координационное число.

Химическая связь в комплексных соединениях.
Химическую связь в комплексных соединениях можно интерпретировать как согласно методу ВС так и с позиции метода МО. Согласно методу ВС происходит возбуждение и гибридизация орбиталей центрального атома или (иона) при взаимодействии его с лигандами. Конфигурация валентной оболочки Си²⁺ в основном состоянии: 3d⁹ 4s⁰ 4р⁰

Т.е. в возбужденном состоянии образуется четыре sр³ – гибридные орбитали при взаимодействии с лигандами NН₃ ориентация орбиталей имеет следующий вид.
│

— Си⁺²—

│

В молекуле NН₃ азот также имеет sр³ –гибридизацию 3d⁹ 2s² 2р³ → 2s² 2р_х 2р_у 2р_z

..

Н—N —Н

│

Н на четвертой sр³ гибридной орбитали имеется неподеленная пара электронов.

Четыре неподеленные пары электронов обобщаются с согласно методу ВС образуются четыре равноценные двух электронные σ- связи N – Си⁺² атомы N – донорные атомы

Центральный ион Си⁺² использующий эти электроны – акцептор.

Связь донорно-акцепторная. Суммарная реакция образующегося комплекса

→[Сu(NН₃)₄ ]⁺² ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

3d^{9 NН}₃ ^NН₃ ^NН₃ ^NН₃
Наиболее распространены в живой природе тетрадетантные комплексы –порфирины.

R₁ дуги- углеродные цепи соединя-

N N

R₄ R₂ ющие донорные атомы азота.

N N R₁ R₂ R₃ R₄ – различные

. Углеводородные радикалы

R₃

Порфирины образуют довольно прочные координационные соединения. Центральный атом может выступать Мg⁺²- активный центр хлорофилла – зеленый пигмент растений или Fe⁺² – активный центр гемоглобина. Си⁺²- активный центр гемоцианина.

Т.о. порфиновые комплексы входят в состав важнейших биоорганических соединений и дефицит их приводит к серьезным нарушениям в организме.

Гемоглобин состоит из комплекса – гемо связанного с белком – глобином. В гемме центральный атом является ион Fe⁺² вокруг которого координируется 4N. Гемоглобин обратимо присоединяет кислород и доставляет его из легких по кровеносной системе по всем тканям.

Название комплексного аниона начинают с указания внутренней сферы:

1) начинают анион прибавляя «о» к их латинскому названию (хлоро, сульфито, нитрито)

2) называют нейтральные лиганды: NН₃ – амин Н₂О – аква (моно-. Ди-, тетера-)

3) называют комплексообразователь к его латинскому названию + окончание «ат» и в скобках степень окисления комплексообразователя.

4) Если ц.а. входит в состав катиона используют его русское название.

Например: К₃[Fe(NН₃)(СN)₄ ]- тетрацианодиаминферрат (Ш) калия

(NН₄)₂ [Pt(ОН)₂С1₄]- тетрахлородигидроксоплатинат (1v) аммония.
Диссоциация комплексных соединений в растворах.

Устойчивость комплексов.

Внешняя сфера связана с внутренней сферой силами электростатического притяжения и легко диссоциируют в водном растворе.

Лиганды связаны с ц.а. прочнее и образуемый распад внутренней сферы носит название вторичной диссоциации.

[Аg(NН₃)₂ ]С1 →[Аg(NН₃)₂ ]⁺ + С1^- 1 стадия

[Аg(NН₃)₂ ]⁺ = Аg⁺ + 2NН₃ П стадия

Или в общем виде

М + nℓ= Мℓ_n согласно закону действия масс равновесная константа К = [Мℓn]/[М][ℓ]ⁿ

Константа устойчивости комплекса.

Исходя из уравнения видно, чем больше концентрация комплекса

[Мℓn], тем выше равновесная константа, т.е. тем выше константа устойчивости и устойчивее комплекс.

Величина обратная К_у = 1/К_у называется константой нестойкости.

1/К_у= [М][ℓ]ⁿ/ [Мℓn] константа нестойкости комплекса.
ΔG=-RTℓnK_у - энергетическая характеристика реакции образования комплекса. Устойчивость координационных комплексных соединений зависит как от природы ц.а. так и от природы лиганда. Согласно Льису катионы - кислоты

Лиганды – основания

Причем полидентантные лиганды связываются с ц.а. – гораздо сильнее, чем монодентантные. Повышенная прочность комплексных соединений с полидентантными лигандами называются хелатным эффектом.
38.Электролитическая диссоциация. Элементы теории растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Классификация электролитов по степени диссоциации.

39.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Произведение растворимости.

---

0>

---

Произведение растворимости

произведение концентраций ионов в насыщенном растворе труднорастворимого электролита является постоянной величиной при постоянной температуре.

Эта величина называется произведением растворимости ПР. В приведенном примере

ПР_АgС1 =[Аg⁺][С1^-]

В тех случаях, когда электролит содержит два или несколько одинаковых ионов, концентрации этих ионов при вычислении произведения растворимости должны быть возведены в соответствующую степень.

В общем виде выражение произведения растворимости для электролита А_n В_m:

ПР А_n В_m= [А⁺] ⁿ[В^-]^m

Знание произведения растворимости различных веществ позволяет сознательно осаждать ионы
Основные положения теории электролитической диссоциации.
Теорию электролитической диссоциации создал в 1887 г шведский ученый С.Аррениус .

Процесс распада электролитов на ионы в водном растворе или расплаве называется электролитической диссоциацией или ионизацией.

Электролиты обладают различной способностью к диссоциации. Для того чтобы количественно охарактеризовать диссоциацию электролита, введено понятие степени диссоциации. Отношение числа молекул распавшихся на ионы n, к общему числу растворенных молекул электролита N называется степенью диссоциации α . α = n/N

Степень диссоциации выражается или в десятичных дробях, или, чаще , в процентах. Степень диссоциации определяют в 0.1 н. растворах.

Вещества, полностью диссоциированные в растворе, относятся к сильным электролитам, слабые электролиты диссоциируют частично.

В зависимости от степени электролитической диссоциации кислот, оснований и солей различают сильные, средние и слабые электролиты.

К сильным электролитам относятся:

1) большинство растворимых солей;

2) многие неорганические кислоты Н₂ SO₄, НNO₃ НCI, НCIО₄, НВr,НI,НMnО₄, НCIО₃ и др.

3) гидроксиды щелочных металлов NаОН, КОН а также некоторых щелочноземельных металлов, такие как Ва(ОН)₂ и Са(ОН)₂.

У слабым электролитам относятся:

1) некоторые слабые неорганические кислоты:Н₂СО₃

---

, Н₂S, НNО₂, Н₂ SiО3, НCIО, НСN и почти все органические кислоты;

2) многие основания металлов ( кроме гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов), а также гидрат аммиака NН₃ Н₂О;

3) Некоторые соли: НgCI₂, Нg(CN)₂, Cd(CN)₂ и др.

К электролитам средней силы относятся:Н₃РО₄,Н₂SО₃,НF.

Степень диссоциации электролитов зависит от многих факторов: от природы растворителя, концентрации раствора, природы электролита, температуры.

Концентрация раствора. Степень диссоциации электролита увеличивается при разбавлении раствора, так как уменьшается возможность столкновения между ионами и в связи с этим преобладает процесс распада молекул на ионы.

В концентрированном растворе наблюдается частое столкновение ионов, это приводит к образованию молекул, следовательно, при увеличении концентрации раствора степень диссоциации уменьшается.

Природа электролита. Различные электролиты имеют разную степень диссоциации в одинаковых условиях.

Будучи растворены в воде, серная кислота во много раз лучше диссоциирует, чем уксусная. Как было сказано выше. По степени диссоциации электролиты делятся на сильные, слабые и средней силы.

Температура. У сильных электролитов с повышением температуры степень диссоциации уменьшается, так как увеличивается число столкновений между ионами, приводящее к образованию молекул. У слабых электролитов при повышении температуры степень диссоциации вначале повышается, а после 60⁰С начинает уменьшаться.

Вода, которая является слабым электролитом, находится в особом положении, так как диссоциация воды проходит с поглощением теплоты. Поэтому с повышением температуры, согласно принципу Ле-Шателье, степень диссоциации воды заметно возрастает.

Степень диссоциации электролитов имеет большое значение, так как от нее зависит химическая активность вещества. Чем более диссоциировано вещество в растворе, тем активнее вступает оно во взаимодействие.

Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично, поэтому в растворе устанавливается динамическое равновесие между молекулами и ионами. Следовательно, к процессу диссоциации слабого электролита мы модем применять законы химического равновесия. Например, ионное равновесие раствора уксусной кислоты выражается уравнением:

---

СН₃СООН = СН₃СОО^- + Н⁺

Применив закон действующих масс, мы можем написать выражение для константы равновесия:

К_дис.= [СН₃СОО^- ][Н⁺]/[СН₃СООН]

Константа равновесия диссоциации для слабых электролитов называется константой диссоциации.

Константа диссоциации для слабых электролитов не зависит от концентрации раствора и при постоянной температуре является постоянной величиной для данного электролита. Она характеризует способность электролита распадаться на ионы: чем выше К_дис. Тем больше степень диссоциации данного электролита, тем сильнее этот электролит.

Многоосновные кислоты и основания многовалентных металлов диссоциируют ступенчато, и каждая из стадий диссоциации характеризуется собственной константой диссоциации.

1 ступень: Н₃РО₄= Н⁺ + Н₂РО₄^- К_д. = 7,6 10^-3

2 ступень: Н₂РО₄^- = Н⁺ + НРО₄^-2 К_д= 6,2 10^-8

3 ступень: НРО₄^-2 = Н⁺ + РО₄^-3 К_д= 4,4 10^-13

Диссоциация основания.

1 ступень: А1(ОН)₃= ОН^- + А1(ОН)₂⁺

2 ступень: А1(ОН)₂⁺= ОН^- + А1(ОН)⁺²

3 ступень: А1(ОН)⁺²= ОН^- + А1⁺³

Диссоциация средней соли:

Nа₂SО₄ = 2 Nа⁺ +SО₄^-2

Диссоциация кислой соли:

NаНSО₄ = Nа⁺ +НSО₄^-

НSО₄^- = Н⁺ +SО₄^-2

Диссоциация основной соли:

1 ступень: А1(ОН)С1₂= 2С1^-+ А1(ОН)⁺²

2 ступень: А1(ОН)⁺²= ОН^- + А1⁺³
Взаимосвязь между степенью и константой ионизации слабых электролитов.
Степень и константа ионизации характеризуют собой один и тот же процесс распада молекул на ионы, поэтому можно одну из этих величин выразить через другую.

Сα Сα/ С (1-α) =К К= Сα²/ 1- α

Закон разбавления В. Оствальда

Он установил зависимость между степенью ионизации слабого электролита и его концентрацией.

Если электролит является достаточно слабым и раствор его не слишком разбавлен, то степень ионизации его мала и величина (1-α) мало отличается от 1 следовательно

Сα²=К α=√К/С
Диссоциация воды

Реакции, как правило, протекают, в водных растворах. Вода является одним из наименее диссоциированных веществ. Чистая вода все же диссоциирует на водородные и гидроксильные ионы:

Н₂О = Н⁺

---

Смотрите также файлы

• 2Жргізуші Добрый день! Дорогие учителя и ученики! 1жргізуші Бгінгі бізді Роза Баланованы 100 жылдыына орай йымдастырылы отыран Отбасылы таланеттылар.docx

• Таырыбы "Табиат жне біз" Масаты.docx

• Урок 34 Раздел Искусство Кабдолдина А. Б.pptx

• Сценарий сказки Колобок.docx

• Экологические проблемы Дальнего Востока.docx