Bufory

Nasza ocena:

5
Pobrań: 189
Wyświetleń: 1631
Komentarze: 0
Notatek.pl

Pobierz ten dokument za darmo

Podgląd dokumentu
Bufory - strona 1 Bufory - strona 2 Bufory - strona 3

Fragment notatki:

Rozdzial7Bufory.pdf z korektą z dnia 23.04.2007 Równowagi w wodnych roztworach elektrolitów. Elektrolitami   nazywamy  substancje,  które  przewodzą  prąd  jonowo.  Przewodzenie  prądu  związane  jest  z ruchem kationów i anionów w polu elektrycznym. Dla przewodnictwa jonowego (w odróżnieniu od przewodnictwa  elektronowego)  charakterystyczny  jest  wzrost  przewodnictwa  wraz  ze  wzrostem  temperatury.  Elektrolity  można  podzielić na elektrolity właściwe i potencjalne.  Elektrolity właściwe  maja budowę jonową przed rozpuszczeniem w wodzie – są to  kryształy jonowe  i  ciecze jonowe   (co  przeczy  powszechnie  wyrażanej  w  podręcznikach  opinii,  że  związki  jonowe  mają  zawsze  wysokie  temperatury  topnienia).  Cieczami  jonowymi  nazywamy  związki  o  budowie  jonowej  (są  to  zazwyczaj  sole  zasad  organicznych)  i  temperaturze  topnienia  poniżej  100°C  Ciała  stałe  o  budowie  jonowej  w  odpowiednio  wysokiej  temperaturze  (dla  substancji  czystych  jest  to  temperatura  topnienia)  stają  się  typowymi  cieczami  jonowymi.  W momencie  rozpuszczania  w  wodzie  związki  jonowe  otaczane  są  dipolami  cząsteczek  wody  i  wyniku  dyfuzji  w roztworze tworzą jednorodny roztwór. Elektrolity potencjalne  posiadają przynajmniej jedno wiązanie dostatecznie spolaryzowane, by pod wpływem  oddziaływań z dipolami cząsteczek  wody (lub innych rozpuszczalników) nastąpiło jego  rozerwanie z utworzeniem  kationu i anionu – kation i anion z kolei ulega hydratacji (solwatacji). Rozpad elektrolitów potencjalnych na jony jest  zazwyczaj odwracalny i w stanie równowagi występują cząsteczki niezdysocjowane obok jonów. Proces rozpadu związku na jony nazwano  dysocjacją elektrolityczną . Pojęcie dysocjacji wprowadził szwedzki  chemik Svante  Arrhenius w 1887 roku.  (Warto w tym miejscu dodać, że zarys teorii dysocjacji Arrhenius podał w  1884  roku  w  swojej  pracy  doktorskiej  na  temat  „Badania  przewodnictwa  elektrycznego  roztworów  elektrolitów”.  Praca  spotkała  się  z  zarzutami  o  kiepsko  przeprowadzonych  eksperymentach  i  została  nisko  oceniona,  co  uniemożliwiło  Arrheniusowi  otrzymanie  pracy  na  szwedzkim  uniwersytecie.  Rozgoryczony  takim  potraktowaniem  rozesłał swoją pracę do kilku znanych chemików, między innymi do vant Hoffa i Ostwalda. Vant Hoff natychmiast  przyjechał do Uppsali, żeby poznać osobiście Arrheniusa, a Ostwald przysłał z Tartu (obecnie Ryga) zaproszenie do  pracy  w  swoim  laboratorium.  Zdopingowana  tym  Szwedzka  Akademia  Nauk  przyznała  Arheniusowi  stypendium 

(…)

… inne równowagi. Obliczenia stopnia dysocjacji słabego elektrolitu w roztworze buforowym
z uwzględnieniem oraz bez uwzględnienia wpływu siły jonowej różnią się od siebie nawet o kilkadziesiąt procent.
Uwzględnienie wpływu siły jonowej zawsze powoduje zwiększenie stopnia dysocjacji.
Przykład 2
Zmieszano 50 cm3 0.5 M roztworu kwasu mrówkowego HCOOH, 100 cm3 0,25 M mrówczanu potasu HCOOK oraz
350 cm3 wody…
… znalezieniu w tabeli odpowiedniej wartości współczynnika aktywności
jonów H3O+ oraz warunkowej stałej kwasowości (przy roztworach buforowych zapominamy o stałej
zasadowości sprzężonej zasady). W tabeli stałe kwasowości podane są jako pKa (pKa=–logKa). W zadaniach
kontrolnych siła jonowa będzie tak dobrana, aby jej wartość była dokładnie dopasowana do punktów
w tabeli. W przypadku przeliczania zadań z różnych…
… równowagowe stężenie jonów H3O+. Aktywność jonów
H3O+otrzymamy mnożąc stałą kwasowości przez współczynnik aktywności dla danej siły jonowej
({H3O+}= fH3O+·[H3O+]), a po zlogarytmowaniu aktywności otrzymujemy poszukiwane pH roztworu
buforowego (pH=–log{H3O+}/{1}) – żeby pozbyć się jednostek z wyrażenia logarytmowanego dzielimy
aktywność jonów H3O+ przez aktywność jednostkową ao(H3O+)=1 mol/dm3.
Obliczenia…
… jonowa,
a w przedziale siły jonowej 0,50 do 1,00 M błąd jest w przybliżeniu niezmienny. Powyższe uwagi dotyczą siły
jonowej nie przekraczającej 1M oraz przypadków, kiedy w roztworze buforowym można, bezpiecznie dla jakości
obliczeń, pominąć inne równowagi. Obliczenia stopnia dysocjacji słabego elektrolitu w roztworze buforowym
z uwzględnieniem oraz bez uwzględnienia wpływu siły jonowej różnią się od siebie nawet o kilkadziesiąt procent.
Uwzględnienie wpływu siły jonowej zawsze powoduje zwiększenie stopnia dysocjacji.
Przykład 2
Zmieszano 50 cm3 0.5 M roztworu kwasu mrówkowego HCOOH, 100 cm3 0,25 M mrówczanu potasu HCOOK oraz
350 cm3 wody. Jaki jest stopień dysocjacji kwasu mrówkowego oraz pH w tym roztworze?
Obliczamy aktualne stężenia korzystając ze wzoru c1V1=c2V2 (V2 wynosi: 50+100+350= 500 cm3…
... zobacz całą notatkę

Komentarze użytkowników (0)

Zaloguj się, aby dodać komentarz