Презентация - Растворы электролитов


Растворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитовРастворы электролитов
На весь экран

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1

Лекция 6 Растворы электролитов

Слайд 2

План 6.1 Теория электролитической диссоциации С. Аррениуса 6.2 Теории слабых и сильных электролитов 6.3 Электропроводность растворов электролитов 6.4 Роль электролитов в жизнедеятельности организма

Слайд 3

6.1 Электролиты – это вещества, способные в растворах и расплавах диссоциировать на ионы. К ним относятся соединения с ионным и ковалентным полярным типом связи: соли, кислоты, основания, вода.

Слайд 4

Самопроизвольный распад электролитов на ионы, протекающий под воздействием растворителя, называется электролитической диссоциацией, теория которой была создана в 1884-1887 г.г. шведским ученым С. Аррениусом.

Слайд 5

Сванте Аррениус (1859-1927) Шведский физико - химик, основные работы которого посвящены учению о растворах электролитов и кинетике химических реакций. Лауреат Нобелевской премии (1903)

Слайд 6

Основные положения теории С. Аррениуса 1. В растворах электролитов происходит самопроизвольный распад (диссоциация) молекул на ионы, в результате чего раствор становится электропроводным.

Слайд 7

Степень диссоциации электролита (α) определяет электропроводность раствора: число молекул, распавшихся на ионы α ------------------------------------------- общее число молекул растворенного вещества

Слайд 8

2. Осмотическое давление, температура кипения и плавления, а также другие свойства растворов, зависят не только от их концентрации, но и от степени диссоциации электролитов : α

Слайд 9

где n - число ионов, на которые распадается молекула электролита: Na Cl n 2 Na 2 SO 4 n 3 Na 3 PO 4 n 4

Слайд 10

i – изотонический коэффициент (коэффициент Вант-Гоффа); в бесконечно разбавленных растворах если α 1, то i n

Слайд 11

3. Электролиты, в зависимости от степени их диссоциации, делятся на сильные и слабые .

Слайд 12

Однако это деление условно, т.к. одно и тоже вещество, в зависимости от природы растворителя, может быть как сильным, так и слабым электролитом.

Слайд 13

Na C l в воде – сильный электролит, Na C l в бензоле – слабый электролит В дальнейшим будут рассмотрены только водные растворы электролитов.

Слайд 14

Современные воззрения на процесс электролитической диссоциации объединяют идеи Аррениуса и учение Д. И. Менделеева о растворе, как химической системе продуктов взаимодействия растворенного вещества и растворителя.

Слайд 15

Схема диссоциации электролита ионного строения - - - - - - - - - - - - - - - -

Слайд 16

Экспериментальным путем определяются числа гидратации , показывающие, сколько молекул воды связано с одним ионом: H Li Na NH 4 K Rb Cs 1 120 66 17 16 14 13

Слайд 17

Роль растворителя в процессе диссоциации описывается законом Кулона : q 1 q 2 r 2 F

Слайд 18

где F – сила электростатического притяжения ионов, q 1 и q 2 – заряды ионов, r – расстояние между ними,

Слайд 19

– диэлектрическая постоянная растворителя , показывающая во сколько раз взаимодействие между ионами в данной среде меньше, чем в вакууме.

Слайд 20

(H 2 O) 81; (C 2 H 5 OH) 24, для большинства орг. растворителей 2-2,5.

Слайд 21

В воде сила взаимодействия между ионами понижается в 80 раз, и собственные колебания частиц в узлах кристаллической решетки ведут к ее разрушению.

Слайд 22

Вода является лучшей средой для диссоциации электролитов .

Слайд 23

6 .2.1 Теория слабых электролитов К слабым электролитам относятся ковалентные соединения, обратимо (частично) диссоциирующие в водных растворах.

Слайд 24

К ним относятся : а) почти все органические и многие неорганические кислоты: H 2 S, H 2 SO 3 , HNO 2 , HCN, и др; б)труднорастворимыи основания, а также NH 4 OH в) некоторые соли Hg C l 2 , Fe(CNS) 3 ; г) вода.

Слайд 25

В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между молекулами веществ и их ионами: Ka т A н Ka т A н - α 1

Слайд 26

Данные равновесия описываются с помощью констант равновесия, называемых константами диссоциации (К дис ) .

Слайд 27

К дис К a т A н Ka т A н

Слайд 28

Частными случаями К дис являются: константы кислотности К а , константы основности К b , константы нестойкости К н , (характеризует диссоциацию комплексных соединений)

Слайд 29

Слабые электролиты подчиняются закону разбавления Оствальда , получившего Нобелевскую премию в 1909 за работы в области химического равновесия. Ф. В. Оствальд ( 1853-1932 )

Слайд 30

При разбавление раствора водой степень электролитической диссоциации электролита увеличивается : 2 1 – α К дис С м

Слайд 31

Если α α К дис /С м

Слайд 32

6.2.2 Теория сильных электролитов Дебая-Гюккеля (1923) Сильными электролитами называются соединения с ионным или ковалентным полярным типом связи, необратимо диссоциирующие в водных растворах

Слайд 33

К сильным электролитам относятся: Некоторые неорганические кислоты: HCl, HCl O 4 , HNO 3 , H 2 SO 4 и др., Щелочи: Na OH, KOH, Ba(OH) 2 , Ca(OH) 2 и др., Соли

Слайд 34

Ka т A н Ka т A н - 1

Слайд 35

Из-за высокой концентрации ионов в растворе сильного электролита создается собственное электромагнитное поле, интенсивность которого определяется величиной ионной силы раствора (I) ; I

Слайд 36

Пример. Рассчитайте ионную силу 0,1 М раствора азотной кислоты HNO 3 H NO 3 - 0 , 1M I I (HNO 3 ) 0,1M 0,1M 0,1M

Слайд 37

В растворе сильного электролита вокруг каждого иона создается ионная атмосфера , состоящая из ионов противоположного знака: - - - - - - - Плотность атмосферы зависит от концентрации раствора

Слайд 38

Во внешнем электрическом поле ион и его атмосфера приобретают разнонаправленное движение, вследствие чего происходит электрофоретическое торможение ионов и уменьшение электропроводности раствора: - - - - - К катоду К аноду

Слайд 39

Из-за уменьшения электропроводности, вызванной взаимным торможением ионов, создается впечатление, что концентрация ионов в растворе меньше, чем истинная. Эта «кажущаяся» концентрация называется активностью (а) .

Слайд 40

а γ С м где γ – коэффициент активности иона, характеризующий отклонение физических свойств растворов от идеальных свойств ( γ ) .

Слайд 41

В растворах сильных электролитов ионы проявляют свои свойства не в соответствии с их концентрацией, а в соответствии с их активностью .

Слайд 42

6.3 Растворы электролитов являются проводниками второго рода; тип проводимости ионный. Если в раствор электролита опустить электроды и подключить к источнику постоянного тока, то ионы приобретут направленное движение: катионы будут перемещаться к катоду, а анионы - к аноду.

Слайд 43

Электропроводность растворов при постоянной температуре зависит от количества ионов и их подвижности (U) , т.е. скорости перемещения к электродам при напряжении тока 1В. æ С м ( U U - ), где æ – удельная электропроводность, Ом 1 м 1 .

Слайд 44

æ Зависимость удельной электропроводности растворов от концентрации электролитов С м Сильный электролит Слабый электролит

Слайд 45

В области разбавленных растворов рост концентрации приводит к увеличению электропроводности , что связано с увеличением числа ионов; в области концентрированных растворов увеличение концентрации приводит к уменьшению электропроводности.

Слайд 46

Для слабых электролитов данная зависимость обусловлена уменьшением степени диссоциации (закон Оствальда); для сильных – усилением электрофоретического торможения ионов и уменьшением их подвижности.

Слайд 47

Органы и ткани организма электропроводны, т.к. содержат растворенные электролиты. Изменение проводимости тканей и клеток свидетельствует о протекании патологических процессов.

Слайд 48

Био-субстрат æ , Ом -1 м -1 Био- субстрат æ , Ом -1 м -1 Плазма крови 1,47- 1,60 Мышцы 0,66 Желудоч - ный сок 1,0 – 1,25 Нервная ткань 4 10 -2 Моча 1,6 -2,3 Костная ткань 5 10 -7 Удельная электропроводность биологических тканей организма (37 0 С)

Слайд 49

При заболеваниях почек удельная электропроводность мочи может уменьшаться до 0,9 -1,4 Ом -1 м -1 , что связано с уменьшением концентрации Na Cl и увеличением содержания белка.

Слайд 50

При диабете электропроводность мочи также уменьшается из-за повышенного содержания сахара, являющегося неэлектролитом.

Слайд 51

Электрическая проводимость тканей лежит в основе таких физиотерапевтических методов лечения как ионофорез, электростимуляция, ультравысокочастотная терапия .

Слайд 52

Для физико-химических исследований широко применяется молярная электропроводность растворов ( λ ): λ æ С м

Слайд 53

λ α (U U - ) При бесконечно большом разбавлении раствора α 1 и λ U U - где – знак бесконечного большого разбавления раствора.

Слайд 54

Ион U Ион U Н Na K 350 50 74 OH C l SO 4 2 198 76 80 Предельные подвижности ионов в воде при 25 0 С, Ом 1 м 2 /моль

Слайд 55

По данным электропроводности можно определить степень диссоциации электролитов ( ) и растворимость труднорастворимых электролитов (S): λ æ – æ ( H 2 O ) ----; S --------- λ λ

Слайд 56

6.4 Электролиты играют важную роль в жизнедеятельности организма. Общее содержание катионов в плазме крови 154 ммоль/л. К важнейшим катионам относятся Na , K , Ca 2 , Mg 2 .

Слайд 57

Общее содержание анионов в плазме 154 ммоль/л. К важнейшим анионам относятся Cl - , HCO 3 - , SO 4 2- , H 2 PO 4 - , HPO 4 2- , а также макроанионы белков.

Слайд 58

Ионная сила плазмы крови составляет 0,15 моль/л. Каждый ион выполняет свои особые функции и, кроме того, существуют общие функции электролитов в организме .

Слайд 59

а) удерживают воду в виде гидратов; б) создают осмотическое давление биологических жидкостей. Существование перепадов осмотического давления является причиной активного транспорта воды; Электролиты в организме:

Слайд 60

в ) влияют на растворимость газов, а также белков, аминокислот и других органических соединений.

Слайд 61

В разбавленных растворах наблюдается солевой эффект – увеличение растворимости веществ в присутствии электролитов;

Слайд 62

В концентрированных растворах имеет место эффект высаливания – уменьшение растворимости веществ в присутствии электролитов.

Слайд 63

Na Cl KCl Na 2 SO 4 Ионная сила lg S/S 0 Растворимость гемоглобина в солевых растворах

Слайд 64

Благодарим за внимание!!!