Тема 8: Ступінь та константа дисоціації слабких електролітів

Та їх обчислення.

1. Актуальність теми:

Для розуміння багатьох біологічних явищ потрібно знати закономірності, яким підпорядковуються розчини електролітів, вміти кількісно охарактеризувати рівноважні процеси, які відбуваються в умовах фізіологічного середовища організму.

Кількісними характеристиками процесу електролітичної дисоціації є ступінь дисоціації α та константа дисоціації К_Д.

2. Навчальні цілі:

Знати

· Визначення ступеня дисоціації α та одиниці його вираження(α=1)

· Визначення константи дисоціації К_Д, її математичний вираз(α=1)

· Рівняння закону розбавляння В.Оствальда для бінарних електролітів(α=2)

· Що таке активність йонів, йонна сила розчину, ізотонічний коефіцієнт. Яка математична залежність між цими величинами(α=2)

· За яким критерієм електроліти поділяють на сильні і слабкі(α=1)

Вміти

· Визначати силу електролітів за значенням константи дисоціації(α=2)

· Обчислювати константу та ступінь дисоціації слабких електролітів за законом розбавляння В.Оствальда(α=3)

3. Матеріали доаудиторної самостійної роботи

Міждисциплінарна інтеграція

Зміст теми

Головні питання до теми

1. Що таке ступінь електролітичної дисоціації? Формули для розрахунку α.

На які групи поділяють електроліти залежно від значень цієї фізичної

величини?

2.За яким критерієм електроліти ділять на сильні і слабкі?

3. Математичний вираз константи дисоціації.

4.Зв′язок константи дисоціації з силою електролітів.

5. Рівняння закону розбавляння В.Оствальда для бінарних електролітів

6. Що таке активність йонів, йонна сила розчину, ізотонічний коефіцієнт?

Яка математична залежність між ними?

7. Розрахунки ступеня дисоціації, концентрації йонів, константи дисоціації,

ізотонічного коефіцієнта, йонної сили розчину.

3.3. Рекомендована література:

Основна

1. В.П.Музиченко, Д.Д.Луцевич, Л.П.Яворська. Медична хімія. Київ ВСВ

„Медицина”.- 2010, с.48-50

2. Л.М.Миронович, О.О.Мардашко Медична хімія. Київ „Каравела”.- 2008,

с.36-38

Додаткова

1. Карнаухов О.І. та ін. Загальна та біонеорганічна хімія. – Вінниця, Нова

книга, 2003.-с.172-176

2. Мороз А.С. та ін. Медична хімія. Вінниця, Нова книга, 2008.-с.132-138

3.4. Матеріали для самоконтролю:

1. Які з наведених речовин належать до сильних електролітів, а які до

слабких:

Н₃ВО₃, Са(ОН)₂, СН₃СООН, Na₂CO₃, NaCl, NН₄ОН, НCl, НСN?

2. Обчислити ступінь дисоціації карбонатної кислоти, якщо відомо, що в її

розчині із кожних 20 молекул не розпались на йони 13 молекул

(Відповідь: α=0,35).

3. В 0,05 М розчині Н₂SO₃ розпадається на йони 0,01 моль. Чому дорівнює

ступінь дисоціації? (Відповідь: 0,2; 20%)

1. Матеріали для аудиторної самостійної роботи

Рекомендації до самостійної роботи

Формули для розрахунку ступеня дисоціації – α

N_дис. N_дис./(N_А∙V) n_дис./ V С_дис.

α =------ = ----------------- = ---------- =---------,

N N/_.(N_А∙V) n_./ V С

де N, n –число молекул і к-сть речовини молекул розчиненої речовини;

n_дис, N_дис., С_дис. –к-сть речовини, число молекул, молярна концентрація

молекул речовини, що дисоціювали;

N_А –стала Авогадро; V -об′єм розчину електроліту.

Задача №1

Задача №2

Обчислити концентрацію гідроксид-іонів в 0,01 М розчині бромідної

кислоти, прийнявши ступінь її дисоціації за 100%.

HBr↔H⁺+Br‾

тобто N(H⁺)=1. За ф-лою с(А ^y+)=с(А_хВ_у)∙αN(А ^y+), знаходимо:

С(H⁺)=С(HCl)∙ αN(H⁺);

с(H⁺)=0,01∙1∙1 моль/л=0,01моль/л

За ф-лою К_в=с(H⁺)∙с(ОН‾)=1∙10^-14

Обчислюємо концентрацію гідроксид-іонів:

с(ОН‾)= К_в/ с(H⁺); с(ОН‾)=10^-14/0,01моль/л=10^-14/10^-2 =10^-12 моль/л.

Задача №3

Обчислити ступінь дисоціації і концентрації йонів NH₄⁺ і ОН‾ в 0,1н

розчині NH₄ОН (при 25⁰)

За таблицями знаходимо константу дисоціації NH₄ОН (при 25⁰)

К_Д=1,79∙10‾⁵; 0,1н=0,1М

К

Підставляємо значення в рівняння: α=√----,

1,79∙10‾⁵ с

α=√-------------≈√1,79∙10‾⁴ ≈1,34∙10‾² ≈ 1,34%;

0,1

Концентрації йонів NH₄⁺ і ОН‾ дорівнюють с_{к(катіона)}=с_{а(аніона)}=Сα, тобто

[NH₄⁺]=[ОН‾]=0,1∙1,34∙10‾² =1,34∙10‾³ моль/л

Задача №4

Розрахувати ізотонічний коефіцієнт, якщо відомо, що в воді розчинили 1моль натрій хлориду

1 моль кожної речовини містить 6,02∙10²³ розчинених молекул(або

формульних одиниць для NaCl)

NaCl повністю розпадається на йони NaCl↔Na⁺+Cl‾

При розчиненні 1 моль NaCl утв-ся 6,02∙10²³ йонів Натрію і стільки ж

Хлору.

Сумарне число частинок у розчині збільшується в два рази, тоді

6,02∙10²³ + 6,02∙10²³

і = --------------------------=2

6,02∙10²³

Задача №5

Обчислити йонну силу 0,001М розчину хлоридної кислоти.

І=½(С₁ Z₁² + С₂ Z₂² +… С_n Z_n²)-ф-ла для розрахунку

І = ½ (Сн⁺ ∙Zн^{+ 2} + СCl^‾ ∙ZCl^{‾ 2} =½(0,001∙ 1² =0,001.

Виконайте вправи, розв′яжіть задачі