Д анная величина зависит от:

• 
  - природы вещества
  
• 
  - концентрации в растворе
  

0 << α < 1 – для сильных электролитов С_ион ≈ С

0 < α << 1 для слабых электролитов С_ион << С

α > 30% сильные электролиты

α < 5% слабые электролиты.

Третий постулат:
силы взаимодействия между ионами отсутствуют.

Теория Аррениуса возникла на основе теории растворов

Вант-Гоффа,

который рассматривал растворы как идеальные газы, и явилась развитием последней

отталкиваются притягиваются

10. Константа диссоциации(ионизации). Факторы влияющие на диссоциацию.

В
еличина константы ионизации характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем больше ионов в его растворе, тем сильнее электролит.

• 
  Факторы, влияющие на диссоциацию
  

• 
  Степень ионизации электролита зависит от его концентрации в растворе.
  

Разбавление раствора ведет к повышению степени диссоциации электролита, потому что с уменьшением его концентрации уменьшается вероятность встречи ионов в растворе.

Повышение концентрации электролита в растворе понижает степень его ионизации.





Степень диссоциации зависит и от изменения температуры раствора электролита.

При повышении температуры степень диссоциации слабого электролита увеличивается, химическая связь в них ослабляется, что облегчает процесс диссоциации электролитов, то есть их распад на ионы. И наоборот, понижение температуры уменьшает степень ионизации слабого электролита.

На степень диссоциации влияет добавление одноименных ионов к раствору слабого электролита.

Например, если к раствору уксусной кислоты СН₃СО^-ОН прилить раствор ацетата натрия CH₃COONa, то равновесие обратимого процесса диссоциации уксусной кислоты

СН₃СООН -> СН₃СОО^- + Н⁺

согласно принципу Ле-Шателье смещается влево. 

---

Поэтому степень диссоциации уксусной кислоты уменьшается.

11. Активность. Коэффициент активности. Ионная сила активности.

активная концентрация или активность
– эффективной или кажущей концентрации вещества, соответственно которой ионы проявляют себя в химических процессах в качестве реальной действующей массы. Активность связана с равновесной концентрацией простым соотношением.

Коэффициент пропорциональности f, называемый коэффициентом активности, характеризует степень отклонения системы от идеальности за счёт электростатических взаимодействий ионов. В идеальной системе аА=[А], так как коэффициент активности равен единице fA=1. Это означает, что электростатические взаимодействия отсутствуют.

Для расчёта коэффициентов активности ионов используют теорию Дебая-Хюккеля. Согласно этой теории ион в растворе рассматривается как заряженная частица, окружённая ионной атмосферой. Которая состоит преимущественно из противоположно заряженных ионов, а взаимодействие иона с ионной атмосферой имеет электростатический характер. Величина коэффициента активности зависит от заряда иона и параметров ионной атмосферы: её размеров и плотности. Параметры ионной атмосферы определяются ионной силой раствора I:





12. Теория Дебая-Хюккеля. Приближения.

Теория Дебая-Хюккеля

и
он в растворе рассматривается как заряженная частица, окружённая ионной атмосферой, которая состоит преимущественно из противоположно заряженных ионов, а взаимодействие иона с ионной атмосферой имеет электростатический характер. Величина коэффициента активности зависит от заряда иона и параметров ионной атмосферы: её размеров и плотности.

13. Теории кислот и оснований, их сопоставительный анализ.
В настоящее время наиболее широко используются две теории кислот и оснований: электронная и протонная. В 1923 г. были предложены две, доминирующие по сей день, теории кислот и оснований: протонная теория И. Брёнстеда и Т. Лоури и электронная теория Г. Льюиса.
Согласно электронной теории кислот и оснований Льюиса, отличительным признаком кислот и оснований является то, что они взаимодействуют друг с другом с образованием донорно-акцепторной (координационной) связи: А+В → [А:В],
По Льюису

---

 Определение
Кислота - вещество, которое может использовать неподеленную пару электронов атома другой молекулы для образования устойчивой электронной группировки одного из своих атомов,
Основание - вещество, обладающее неподеленной парой электронов, которая может быть. использована для образования устойчивой электронной группировки другого атома.
По Брёнстеду:  Кислота - донор протона водорода, а основание -  его акцептор.

Протолитическая теория Бренстеда – Лоури.

По протолитической, или протонной теории кислота – это соединение, частица которого может отдать протон (Н+) другой частице – основанию. Согласно этой теории кислоты и основания - это вещества, теряющие и приобретающие протоны и называемые протолитами. Передача протона от кислоты к основанию называется протолизом. Кислота–донор протонов,а основание–акцептор Н+.
В результате отдачи протона сама кислота превращается в сопряженное ей основание. Основание – акцептор Н+ - превращается в сопряженную ему кислоту.
14. Протолитическая теория Бренстеда–Лоури. Протолитические пары

В 1923 году Йоханнес Николаус Бренстед и Томас Мартин Лоури выдвинули положения
теории, получившей название протолитической теории кислот и оснований.

• 
  к кислотам относят те вещества, которые способны отщеплять протоны.
  

• 
  основаниями называются вещества, способные присоединять протоны
  

Кислоты и основания – протолиты.

Примеры протолитических пар:

кислота основание

HCl « H⁺ + Cl^-

Н₂CO₃ « H⁺ + HCO₃^-

HCO₃^- « H⁺ + CO₃^-

H₂O « H⁺ + OH^-

H₃O⁺ « H⁺ + H₂O

NH₄⁺ « H⁺ + NH₃

[Zn(OH₂)_n]²⁺ « H⁺ + [Zn(OH)(OH₂)_n-1]⁺

[Zn(OH)(H₂O)_n-1]⁺ « H⁺ + [Zn(OH)₂(OH₂)_n-2]

Амфипротонные протолиты обладают как протонодонорными, так и протоноакцепторными свойствами.





15. Вывод константа кислотности

16. Вывод константа основности. Т
еория Бренстеда-Лоури учитывает влияние растворителя при диссоциации веществ. То есть процесс диссоциации рассматривается как химическое взаимодействие между растворяемым (диссоциирующим) веществом и растворителем

---

17.Реакции автопротолиза. Водородный показатель.
Большинство растворителей способно проявлять и кислотные, и основные свойства, то есть являются амфотерными (амфипротными). К ним относятся вода, низшие спирты, жидкий аммиак, безводные муравьиная и уксусная кислоты и т.п. Если при столкновении двух молекул амфипротонного растворителя SH одна из них проявляет протонодонорные свойства (кислота), а другая – протоноакцепторные (основание), то между ними протекает протолитическая реакция, называемая реакцией автопротолиза:

S H + SH↔ SH₂⁺ + S^-




Вода - слабый электролит

Н₂О = Н⁺ + ОН^–

Ионное произведение воды:

K_w = [H⁺]^.[OH^–] = 10^–14 при t=25⁰С

К_w не зависит от концентраций ионов

Растворы в которых [OH^-]=[H⁺]=10^-7

[OH^-] > [H⁺] щелочная среда

[OH^-] < [H⁺] кислая среда

Характеризовать кислотность и основность растворов концентрацией ионов водорода, выражаемых числами с отрицательными показателями степени, оказалось практически неудобным. Поэтому С.П.Зеренсен предложил реакцию водных растворов характеризовать водородным показателем рН, который равен отрицательному логарифму концентрации [H⁺]. Т.е. рН = -lg[H⁺]. Чем меньше величина рН, тем больше концентрация водородных ионов, тем больше кислотность раствора. Наряду с водородным показателем рН применяют гидроксидный показатель рОН.
18.Влияние природы растворителя на силу кислот и оснований.

Все вещества лишь потенциально могут быть кислотами или основаниями. Проявить свои кислотные или основные свойства они могут лишь в протолитической реакции. Одним из компонентов такой реакции может быть растворитель. Поэтому существенным достоинством протолитической теории является учет влияния растворителя на процесс кислотно – основного взаимодействия. В зависимости от природы растворителя одно и то же вещество может проявлять как кислотные, так и основные свойства. Например, СН3СООН в воде ведет себя как кислота, отщепляя протон по реакции:

---

СН3СООН + Н2О ->Н3О+ + СН3СОО-,

а в безводной серной кислоте - как основание, присоединяя его по реакции:

СН3СООН + Н2SO4 -> CH3COOH2+ + HSO4-.

Согласно протолитической теории все растворители подразделяются на протолитические и апротонные.

19. Расчет рН растворов сильных кислот.













2

0.Расчет рН растворов слабых кислот.

21.Расчет рН растворов сильных оснований.








22.Расчет рН растворов слабых оснований.





21.Буферные растворы. Механизм буферного действия



Буферные растворы — растворы, сохраняющие постоянное значение pH при добавлении к ним растворов кислот и оснований.






2

3.Определение рН буферных растворов

---

Смотрите также файлы

• 1. Протокол об изъятии документов.docx

• Понятие информатизации.docx

• Гидраденит Гидраденит (hidradenitis) гнойное воспаление апокринных потовых желёз.pptx

• Э. А. мАркАрьян, Г. П. ГерАсименко, с. Э. мАркАрьян экономический анализ хозяйственной деятельности.pdf

• Образовательная программа по специальности 34. 02. 01 Сестринское дело.docx