A víz autoprotolízise

Az elektrolitoldatok elmélete elemei. Erős és gyenge elektrolitok. A gyenge elektrolit ionizációs konstansja. Az Ostwald tenyésztési törvény. Az oldat ionos szilárdsága. Az ionaktivitás aktivitása és koefficiense. Elektrolitok a testben.

Kísérletileg igazolták, hogy az elektrolit molekuláiban a molekulák ionokba bomlását 100% -ban hajtják végre. Az elektrolitot erősnek tekintik, amelynek disszociációja meghaladja a 30% -ot. Gyenge - a disszociáció mértéke kevesebb, mint 3%.

Kd = [Kt +] * [An -] / [KtAn] = K1 / K2, ahol K1 a közvetlen reakció sebességi állandója, K2 a fordított reakció sebességi állandója. [KtAn] a független rész.

Ostwald tenyésztési törvénye:

A gyenge elektrolit disszociációja fokozódik az oldat hígításával.

ahol a az elektrolitikus disszociáció mértéke.

Gyenge elektrolit esetén az a mennyiség elhanyagolható, és feltételezhető, hogy. Ezután az egyenlet a következő formában jelenik meg:. ahonnan

Ez az állandó a gyenge elektrolit ionizációs állandója. Nem függ az anyagok kezdeti koncentrációjától, hanem csak az elektrolit és az oldószer természetétől függ, valamint a hőmérsékleten is. Az ionizációs konstans csak a gyenge elektrolitokra jellemző. Minél nagyobb a konstans értéke, annál erősebb az elektrolit ionizálódása.

Az oldat ionerőssége az ionok által termelt elektromos tér intenzitásának mérése egy oldatban. A termékek összes összegének felét az összes ion koncentrációjából a töltésük négyzetméterére vonatkoztatva. Ezt a képletet először Lewis vonta le:

,

ahol cB az egyes ionok moláris koncentrációi (mol / l), zB ion töltetek

Az oldat komponensek aktivitása az összetevők hatásos (látszólagos) koncentrációja, figyelembe véve az oldatban lévő különböző kölcsönhatásokat, vagyis figyelembe véve a rendszer viselkedését az ideális megoldási modelltől.

A tevékenység egy bizonyos mennyiségben eltér a teljes koncentrációtól. Az aktivitás () arányt az anyag teljes koncentrációjában az oldatban az aktivitási együtthatónak nevezzük:

Az aktivitási együttható az oldat (vagy a megoldás összetevőjének) viselkedésétől való eltérés mértéke. Az idealálástól való eltérés oka lehet a különböző kémiai és fizikai okok - dipólus kölcsönhatások, polarizáció, hidrogénkötések kialakulása, asszociáció, disszociáció, szolvatáció stb.

Az elektrolitok óriási szerepet játszanak az organizmusok életében, különösen az emberi testben. Az elektrolitok jelenléte a fiziológiás folyadékokban jelentősen befolyásolja a fehérjék, aminosavak és más szerves vegyületek oldhatóságát. Az elektrolitok képesek megtartani a vizet hidrát formájában, ami megakadályozza a szervezet kiszáradását.

A kationok cseréjének megsértése a szervezetben adynámia-izomgyengeséghez vezet, a motor aktivitásának megszűnéséhez vagy éles gyengüléséhez. A legfontosabbak a Na + és K + kationok. gyakorlatilag minden szövetben és folyadékban megtalálható.

A nátrium extracelluláris kation. A kálium viszont egy intracelluláris kation.

13. A savak protolitikus elméletének és Bronsted-Lowry bázisainak főbb rendelkezései; konjugált protolytikus pár, amfolinek. A Lewis-elmélet.

A Bronsted-Lowry-elmélet szerint minden olyan anyag, amelynek molekuláris részecskéi képesek felhagyni egy protonot, vagyis proton donor, sav. Az alapot minden olyan anyagnak nevezik, amelynek molekuláris részecskéi képesek protonokat csatolni, azaz protonok elfogadójaként.

A proton elmélet szerint, egy proton visszaadása után a sav bázisra változik, amelyet ennek a savnak a konjugátumaként neveznek:

1) (sav) = (konjugált bázis) + H +

azaz Mindegyik sav megfelel konjugált bázisnak. Éppen ellenkezőleg, a bázis proton hozzáadásakor konjugált savvá alakul:

2) (bázis) + H + = (konjugált sav)

Például a savas H2S04 megfelel a HSO4 - konjugált bázisnak. alapján. Cl - konjugált savas sósav.

Mivel a proton nem létezik szabad oldatban lévő oldatokban, a sav csak a bázisra bízhatja a protont, amely feltételezve, hogy a proton savvá válik. Ezért a protonelmélet szerint a protonátadás miatt sav-bázis egyensúly van:

(sav) 1 + (bázis) 2 = (sav) 2 + (bázis) 1

Az amfolyták olyan molekulák, amelyek szerkezetében vannak savas és bázikus csoportok, amelyek bizonyos pH-értékek mellett zwitter ionok formájában léteznek. Ezt a pH-t a molekula izoelektromos pontjaként említjük. Az amfolitok jó puffer tulajdonságokkal rendelkező oldatokat képeznek. A szelektív ionizáció képességének köszönhetően a sav vagy bázis hozzáadásakor ellensúlyozzák a pH-változást. Savak jelenlétében a protonokat veszik fel, eltávolítják az oldatot az oldatból, és ellensúlyozzák savasságának növekedését. Amikor bázisokat adnak hozzá, az amfolytek hidrogénionokat engednek az oldatba, megakadályozva ezzel a pH növekedését, és ezáltal egyensúlyának fenntartását.

A savak és Lewis bázisok elektronikus elmélete szerint:

a sav az az anyag, amely elektronpárokat, az elektron-akceptort; a bázis olyan anyag, amely elektronokat szolgáltat egy kémiai kötés, egy elektrondonor létrehozásához.

Más szavakkal, a sav és a bázis közötti kölcsönhatás a reagáló részecskék közötti donor-akceptor kötés kialakulását jelenti.

A Lewis bázisok közé tartoznak a halidionok, ammónia, alifás és aromás aminok, oxigénszármazékok az R2CO általános képlettel.

A Lewis-savak közé tartoznak a bór, alumínium, szilícium, ón és egyéb elemek halogénjei.

A víz autoprotolízise. A víz-protolízis állandója a víznek. A hidrogénindex.

Az autoprotolízis egy homofázisos önionizációs folyamat, egy reverzibilis protonátadás egy semleges folyékony molekulából a másikba, és ennek eredményeképpen azonos számú kation és anion keletkezik.

A legfontosabb a víz auto-protolízise. A víz automatikus protolízis-állandóját rendszerint a víz iontermékének nevezik, és az a. Az iontermék számszerűen egyenlő a hidroxionionok és hidroxid-anionok egyensúlyi koncentrációival. Általában egyszerűsített rekordot használnak:

Normál körülmények között a víz ionterméke 10-14. Nemcsak tiszta vízhez, hanem híg vizes oldatokhoz is állandó. A víz automatikus protolízise megmagyarázza, hogy miért tiszta víz, még ha rossz is, még mindig áramot vezet.

A víz ionterméke, a hidrogénindex és a só hidrolízis állandó alapján számolva a szolvatációs állandó (az oldhatóság terméke) az egyensúlyi folyamatok legfontosabb jellemzője az elektrolit oldatokban.

A vizes oldatban lévő, a szimbólummal vett hidrogénionok moláris koncentrációjának decimális logaritmusa hidrogén pH-nak nevezik:

Néha közbenső számításoknál a pOH hidroxil értéket használjuk, ami az ellenkező jelhez tartozó hidroxilionok moláris koncentrációjának decimális logaritmusa: