5. Растворы сильных электролитов. Активность, коэффициент активности, ионная сила.

Сильные электролиты – практически полностью диссоциируют даже в концентрированных растворах. Раствор сильного электролита можно рассматривать как систему равномерно распределенных по всему объему сосуда одноименных ионов, каждый из которых находится в центре силового электрического поля, создаваемого окружающими ионами. Силы электростатического притяжения препятствуют их движению в противоположные стороны, кроме того, сольватная оболочка также тормозит передвижение ионов в растворах сильных электролитов. Чем выше концентрация растворов, тем плотнее ионная атмосфера и тем медленнее движутся ионы. Сила взаимодействия между многовалентными ионами выше, чем между одновалентными. Отсюда снижение подвижности многовалентных ионов оказывается большим, чем у одновалентных. Кажущаяся неполная диссоциация сильных электролитов позволяет вместо истинной концентрации ионов использовать так называемую активность, т.е. величину, равную активно проявляющейся концентрации ионов. С увеличением разбавления сила межионного взаимодействия уменьшается, и значения активностей ионов и молекул также изменяются, все более приближаясь к истинному значению их концентраций. По истинной концентрации частиц электролитов находится коэффициент активности (γ). При увеличении концентрации электролита все сильнее проявляются силы межионного взаимодействия, активность и коэффициент γ уменьшаются. Особенно резко выражено это уменьшение в растворах, содержащих многозарядные ионы, у которых межионное взаимодействие особенно сильно. Однако, при очень больших концентрациях некоторых электролитов γ вновь начинает расти, что объясняется недостатком молекул воды для гидратации всех ионов. Ионы, частично или полностью лишенные оболочки, особенно легко подвижны. В связи с этим фактором активность в подобных растворах оказывается выше действительной концентрации частиц, а коэффициент γ становится больше единицы. Ионной силой μ раствора электролита называют величину, измеряемую полусуммой произведения концентрации С каждого из присутствующих в растворе ионов на квадрат его валентности Z.

6. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели.

Вода играет очень важную роль в нашей жизни. Она обладает хорошей растворяющей способностью и вызывает электролитическую диссоциацию многих растворенных в ней веществ. Вода является слабым электролитом, диссоциирует очень незначительно. В растворах, содержащих кислоты или основания, всегда образуются то или иное количество водородных или гидроксильных ионов, которые будут влиять на состояние равновесия. Константа диссоциации выражается уравнением К=С_Н+С_ОН-/С_Н2О. Учитывая, что степень диссоциации воды очень мала, то можно концентрацию недиссоциированных молекул воды принять за величину постоянную, тогда в левой части уравнения получит произведение двух постоянных величин, т.е. тоже величину постоянную К С_Н2О= С_Н+С_ОН-=К_В. Постоянная К_В называется ионным произведением воды. Величина может быть определена разными способами: измерением э.д.с., электропроводности и т.д. При повышении температуры степень диссоциации воды несколько возрастает, и величина ионного произведения воды также увеличивается. Водородный показатель – величина, численно равная отрицательному десятичному логарифму активности (или концентрации) водородных ионов, выраженной в грамм-ионах на литр (pH=--lg ά. _Н+). В нейтральной среде С_Н+=10^--7 и pH=7. В кислых растворах pH имеет меньшее, а в щелочных большее значение, так как благодаря перемене знака логарифма возрастающим числовым значениям pH соответствуют убывающие концентрации Н⁺ ионов.

7. Протолитическая теория кислот и оснований.

Кислота и основание объединены в общую группу – протолиты. Согласно этой теории, кислота – отдавая протон превращается в основание. А основание – присоединяя протон превращается в кислот. Все кислоты подразделяют на: нейтральные (способные отдавать протоны - H₂SO₄); анионные (которые могут быть отрицательно заряженными - HSO₄, H₂РO₄); катионные (положительно заряженные - NH₄, H₃O). Основания в свою очередь делятся на нейтральные (присоединяющие протон – NH₃, H₂O) и анионные (СN, СH₃СОО).

8. Буферные системы, их классификация. Механизм действия буферных систем.

Буферными системами (буферами) называют растворы, обладающие свойством достаточно стойко сохранять постоянство концентрации водородных ионов как при добавлении кислот или щелочей, так и при разведении. На практике часто применяют следующие буферные смеси: ацетатный буфер, бикарбонатный, аммиачный, белковый и фосфатный буферы. Механизм действия ацетатного буфера CH₃COOH↔CH₃COO^--+H⁺; CH₃COONa→ CH₃COO^--+Na⁺. При добавлении соляной кислоты к ацетатному буферу происходит взаимодействие с одним из компонентов смеси (CH₃COONa); CH₃COO^--+Na⁺+H⁺+Cl^--→Na⁺+ Cl^--+ CH₃COOH. Из этого уравнения видно, что сильная кислота заменяется эквивалентным количеством слабой кислоты (в данном случае НCl заменяется CH₃COOH). В соответствии с законом разведения Оствальда повышение концентрации уксусной кислоты понижает степень ее диссоциации, а в результате этого концентрация ионов H⁺ в буфере увеличивается незначительно. При добавлении к буферному раствору щелочи концентрация водородных ионов и рН изменяется также незначительно. Щелочь при этом будет реагировать с другим компонентом буфера (CH₃COOН) по реакции нейтрализации: CH₃COOН+Na⁺+ОH^--→ CH₃COO^--+Na⁺+H₂О. В результате этого добавления щелочь заменяется эквивалентным количеством слабоосновной соли в меньшей степени влияющей на реакцию среды. Таким образом, при добавлении кислот или щелочей соотношение компонентов буферных смесей должно несколько изменяться: в первом случае увеличивается количество кислоты и уменьшается количество соли. Во втором случае увеличивается количество соли и уменьшается количество кислоты. Следовательно, изменяется значение рН. Фосфатный буфер состоит из смеси однозамещенной (NaH₂PO₄) и двузамещенной (NaHPO₄) солей ортофосфатной кислоты. В зависимости от соотношения этих солей могут быть получены буферные смеси с различным значением рН, в основном от 5,90 до 7,80. Фосфатные буферные системы часто применяются в лабораторной практике, так как их значение рН соответствуют наиболее важным в физиологическом отношении значениям реакции среды. Механизм действия фосфатного буфера аналогичен действию ацетатного буфера. При добавлении щелочи к фосфатному буферу H₂PO₄^--+Na⁺+OH^--→Na⁺+HPO₄^2--+H₂О произойдет уменьшение количества кислоты и увеличение количества соли. Буферное действие в данном случае будет заключаться в замещении сильного основания (щелочи) на двузамещенную соль. При добавлении к буферу сильной кислоты 2Na⁺+HPO₄^2--+H⁺+Cl^--→Na⁺+Cl^--+Na⁺+ H₂PO₄^—уменьшается количество слабодиссоциированной кислоты. Буферное действие состоит в замещении сильной кислоты (HCl) слабой (H₂PO₄^—). Бикарбонатный буфер состоит из слабодиссоциированной кислоты и ее соли с сильным основанием, диссоциирующей практически полностью: H₂СO₃↔H⁺+HCО₃^--; NaHСO₃→ H⁺+HCО₃^--. Таким образом, в данном буфере имеются 2 компонента, которые будут взаимодействовать с сильными кислотами и щелочами также, как это было разобрано для ацетатного и фосфатного буферов. Аммонийный буфер содержит слабое основание и его аммонийную соль, образованную сильной кислотой, которая диссоциирует полностью: NH₄OН↔NH₄⁺+OH^--; NH₄Cl→ NH₄⁺+Cl^--. Механизм действия аммонийного буфера заключается в том, что при добавлении к буферу сильной кислоты происходит реакция нейтрализации и кислота заменяется эквивалентным количеством соли по уравнению: NH₄OН+H⁺+Cl^--↔ NH₄⁺+Cl^----+H₂О. Концентрация свободных гидроксильных ионов восполняется за счет потенциальной основности гидроокиси аммония. Щелочь, добавленная к буферу, взаимодействует с солью, в результате чего образуется слабое основание, и рН смеси мало изменяется.