Сильные электролиты. Активность ионов

 

В водных растворах сильные электролиты обычно полностью диссоциированы на ионы. В концентрированных растворах расстояние между ионами сравнительно мало. При этом силы межионного притяжения и отталкивания достаточно велики. В таких растворах ионы не вполне свободны, движение их стеснено притяжением друг к другу. Для оценки межионного взаимодействия ввели формальное представление об эффективной концентрации – активности (а). Активность связана с истинной концентрацией растворенного вещества соотношением:

a = fC,

где  а – активность, моль/л;

       С – молярная концентрация, моль/л;

       f – коэффициент активности. Это безразмерная величина, меньше единицы. Он характеризует степень отклонения свойств данного раствора от свойств идеального раствора.

Для бесконечно разбавленных растворов электролитов, где практически отсутствует взаимодействие ионов, активность становится равной концентрации а = С, и коэффициент активности равен единице  f = 1.

Коэффициенты активности различных ионов различны. В разбавленных растворах природа ионов мало влияет на значения их коэффициентов активности. Приближенно можно считать, что коэффициент активности данного иона зависит только от его заряда и от ионной силы раствора (I), под которой понимают полусумму произведений всех концентраций, находящихся в растворе ионов на квадрат их заряда.

Коэффициент активности иона в разбавленном растворе можно вычислить по формуле или воспользоваться таблицей.

Пользуясь таблицей 8 (см. приложения) нетрудно установить, что в растворах с одинаковой ионной силой коэффициенты активности ионов с одинаковым по модулю зарядом одинаковы. Например, при I = 0, 001:

       .

При одинаковой ионной силе коэффициент активности однозарядного иона больше, чем двухзарядного или трехзарядного:   .

ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ К ТЕМЕ IV. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. ИОННЫЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ. ПОВЕДЕНИЕ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА. ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ

 

Выберите один правильный ответ

1. сильным электролитОм ЯВЛЯЕТСЯ

1) муравьиная кислота  

2) карбонат калия

3) сероводородная кислота              

4) гидрат аммиака

 

2. К слабым электролитам относится:

1) ацетат натрия                       

2) сульфат натрия

3) уксусная кислота                             

4) сульфат калия

3. Степень диссоциации электролита зависит от

1) массы раствора                                

2) объема раствора

3) объема колбы                       

4) концентрации раствора

4. Закон разведения Оствальда связывает

1) константу и степень ионизации электролита

2) число молекул, распавшихся на ионы, и общее число молекул электролита

3) произведение молярных концентраций ионов и концентрацию недиссоциированных молекул

4) концентрацию ионов и в растворе

5. Константа ионизации зависит от

1) массы раствора                                

2) объема раствора

3) концентрации раствора                   

4) температуры раствора

6. В РЕЗУЛЬТАТЕ ДОБАВЛЕНИЯ К водному раствору муравьиной кислоты некоторОЙ массЫ формиата натрия

1) увеличится концентрация ионов водорода

2) уменьшится концентрация гидроксид-ионов

3) константа ионизации муравьиной кислоты уменьшится

4) степень диссоциации муравьиной кислоты уменьшится

7. добавЕНИЕ некоторОЙ массЫ нитрата аммо-ния В водный раствор аммиака приведет к

1) уменьшению концентрации гидроксид-ионов

2) увеличению концентрации гидроксид-ионов

3) увеличению степени диссоциации гидрата аммиака

4)  уменьшению константы ионизации

8. Концентрация ионов водорода в растворе азотистой кислоты 0, 1 моль/л, равна (в моль-ион/л) К_а = 5, 1·10^-4

1)       2)      3)       4)

9. Более кислой является среда

1) рН = 3        2) рН = 6   3) рОН = 2 4) рН = 5

 

10. Наиболее щелочной является среда

1) рН = 7               2)

3) рОН = 2             4)

 

11. Для температуры 37^оС рН = 6, 9 является показа-телем

1) слабо кислой среды  

2) кислой среды

3) нейтральной среды   

4) слабо щелочной среды

12. Концентрация   в 0, 01 М растворе гидрата аммиака (α = 1, 3 %) составляет, моль-ион/л

1)         2) 3)     4) 0, 77

 

13. Концентрация  в 0, 01 М растворе  (α = 1, 5 %) В моль-ион/л составляет

1)        2)   3)     4) 0, 67

 

14. Для растворов азотной и муравьиной кислот одинаковой молярной концентрации спра-ведливо соотношение

1)

2)

3)

4)

 

15. Для растворов гидрата аммиака и гидроксида калия одинаковой молярной концентрации справедливо соотношение

1)

2)

3)

4)  

 

16. Если рН крови = 7, 3, то:

1)        2)      

3) рОН = 6, 7                          4)

 

17. Для раствора, приготовленного растворени-ем 1 моль гидроксида натрия в 10 л воды

1) рН = 13        2) рОН = 13     3) рОН = 2 4) рН = 1

 

18. Для раствора, приготовленного растворени-ем 0, 02 моль НСl в 2 л воды

1) рН = 12        2) рОН = 2     3) рН = 2   4) рН = 2, 5

 

19. Для приготовления 0, 5 л раствора с рН = 12 необходима

1)   2) 0, 28     3) 0, 2     4)

 

20. При разведении раствора НС1 в 1000 раз водородный показатель

1) не изменится                          

2) уменьшится на 3 единицы

3) увеличится на 3 единицы      

4) уменьшится на 2 единицы

 

21. При разведении раствора уксусной кислоты в 100 раз водородный показатель

1) увеличится на 1 единицу                  

2) уменьшится на 1 единицу

3) увеличится на 2 единицы     

4) уменьшится на 2 единицы

 

22. При разведении раствора слабого основания в 10 раз гидроксильный показатель

1) увеличится на 1 единицу     

2) уменьшится на 1 единицу

3) увеличится на 0, 5 единицы  

4) уменьшится на 0, 5 единицы

 

23. При разведении раствора сильного основа-ния в 100 раз гидроксильный показатель

1) уменьшится на 1 единицу                

2) увеличится на 1 единицу

3) уменьшится на 2 единицы;   

4) увеличится на 2 единицы

 

24. Ионная сила раствора, содержащего 0, 1 моль/л хлорида бария и 0, 1 моль/л хлорида натрия равна

1) 0, 8              2) 0, 4        3) 0, 25                  4) 0, 5

 

25. Ионная сила 0, 3 М раствора какого электро-лита выше

1) NaBr 2)   3) 4) KI

 

26. В растворах  и  одинаковой молярной концентрации

1) 2)

3) 4)

Ответы к тесту на стр. 210

Тестовые задания для самоконтроля по теме IV на стр. 297

Ответы к тестовым заданиям для самоконтроля по теме IV на стр. 313

ТЕМА V. БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ

5.1. Основные понятия и определения

 

Постоянство рН различных биологических жидкостей в организме достигаетсмя за счет действия особых буферных   систем.

Буферные системы – это системы, которые обладают определенным значением рН и сохраняют это значение постоянным при разбавлении раствора или при добавлении небольшого количества сильных кислот или щелочей. Любая буферная система состоит из двух компонентов: протолитической кислоты, которая служит для нейтрализации посторонних ОН^— ионов и протолитического основания, которое нейтрализует посторонние Н⁺ (Н₃О⁺) ионы в растворе. Пара протолитическая кислота – протолитическое основание в составе буферных систем отличаются на один протон Н⁺.

Различают два основных типа буферных систем.

Буферные системы I типа состоят из слабых кислот и солей этих кислот и сильных оснований. К ним относятся:

 

Буферная система I типа	Состав (кислота – соль)	Биологическая роль
Гидрокарбонатная		Действует в крови, дыхательном цикле
Фосфатная		Действует в крови, ЖКТ
Белковая		Действует в крови, коже, слюне
Гемоглобиновая	HHb-KHb	Действует в крови
Оксигемоглобиновая		Действует в крови
Ацетатная		Этой БС нет в организме. Она используется для анализов

 

Буферные системы II типа состоят из слабого основания и соли этого основания и сильной кислоты. К ним относятся:

Буферная система II типа	Состав (основание – соль)
Аммиачная
Анилиновая
Пиридиновая

Среди этих буферных систем биологическую роль играет только аммиачная БС, которая действует в выделительной системе.

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться: