0: Здравствуйте, уважаемые студенты. Сегодня мы начинаем цикл лекций по дисциплине химия. С вами будет преподаватель, кандидат химических наук, доцент кафедры общей химии уральского государственного медицинского университета Ермишина Елена Юрьевна общая

1: Объём курса химии составляет 34 часов лекций и 36 часов практических занятий плюс самостоятельная работа, общий курс делится у нас на 2 цикла цикл общая химия и цикл биоорганическая химия.

2: Каждый из этих циклов состоит из 7 лекций, 8 9 практических занятий. И плюс ещё 2 2 обобщающих лекции. Суммарно за семестр нужно набрать от 40 до 80 баллов. При этом условии вы получа

3: Зачёт по практике и + 10 20 баллов за экзамен. Тетрадки у вас по лекциям должны быть отдельные. Это большая толстая тетрадь не меньше 96.

4: Листов, потому что у вас будет, давайте посчитаем 16 лекций, да, они все должны уместиться в 1 тетрадку. Ещё раз. Тетрадь по лекциям должна быть отдельно. Программа литература плана бально рейтинговой

5: Система по данному курсу помещена на моей в курсе химия.

6: Начинаем с вами лекцию номер 1. Там мы рассмотрим с вами химическое равновесие, свойства Растворов, электролитов. Заголовок нужно писать аккуратно и ставить дату. Когда вы пишите лекции, лекции проверяются

7: Давательно практики студенты на практику без лекций не допускаются. То есть всегда нужно с собой иметь тетрадку с лекциями. Конспект лекции вы учите к соответствующему практическому занятию. Ну вот сегодняшняя наша с вами лекция

8: Будет у вас буквально на следующем практическом занятии. С собой нужно иметь тетрадку с лекциями и плюс нужно обязательно выучить формулы из лекции, ну и какие-то основные понятия и определения, чтобы потом спокойно решать Зада

9: На практике это обязательное условие, ещё раз запомним тетрадка с лекциями толстая, отдельная. Если вы ещё не завели, то, пожалуйста, прямо сейчас достаньте большую толстую тетрадку и в ней пишите тетра.

10: С лекциями нужно носить на практические занятия на кафедру общей химии, на декабристов, 32 итак, сегодня мы рассматриваем основы химической кинетики химического равновесия, дальше выведем константу химического равновесия.

11: Смотрим определение классификации электролитов ионное равновесие в растворах электролитов. Запишем формулу закона разбавления освальда, выведем ионное произведение воды, дадим определение, что такое водородный гидроксильный показа.

12: Ну и рассмотрим кислотно щелочное равновесие в организме человека. 2 отклонения ацидоз и алкалоз. Ещё рассмотрим законы, которым подчиняется сильный электролит, и дадим определение ионной силы раствора. Итак.

13: Приступим, давайте дадим определение, что такое химическая кинетика. На этом у нас с вами будет базироваться вывод константы равновесия химическая кинетика это раздел химии, изучающий вопросы скорости химических реакций.

14: Факторов, на неё влияющих скоростью реакции в гомогенной системе, называется изменение концентрации 1 из реагирующих или образующихся веществ единицу времени, единица объёма, скорость бывает прямой.

15: Реакции и обратной реакции поэтому тут какая-то нейтральная чёрточка стоит вот там будем писать стрелочку вправо или стрелочку влево в зависимости от того, какую реакцию мы будем иметь ввиду. Значит плюс минус зависит от того, какие

16: Вещества. Мы с вами берём исходные или продукты и делим изменение концентрации на время. Время обозначается буквой тао фактор, влияющий на скорость химической реакции. Это природа реагирующих веществ их концентра.

17: Или давления для газов, а также температура, присутствие в системе катализатора и растворителя. Вот 2 фактор, который влияет на скорость химической реакции. Рассмотрим подробнее. Это у нас закон действующих баз.

18: Сформулированный учёными гульдбергом и вааге скорость химической реакции, пишем формулировку прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, возведённых в степень их коэффициентов.

19: Уравнение реакции, то есть степень стехиометрических коэффициентов для реакции, а моль вещества, а плюс бэ моль вещества бэ образуются какие-то продукты. Закон действующих масс запишется следующим образом. Во

20: Стрелочкой вправо. Это скорость прямой реакции будет равна константа скорости прямой реакции-ка со стрелочкой вправо умножить на молярную концентрацию вещества, а в степени, а умножить на молярную концентрацию вещества б в сте.

21: Б. То есть а и б. Это у нас коэффициенты при веществах а и бэ, из уравнения реакции, а цб это, соответственно, молярная концентрация реагентов а и б, для гомогенной реакции в газовой фазе, когда все веществ

22: Находится в одинаковых агрегатных состояниях. Такая реакция называется гомогенной. Скорость прямой реакции будет равна константа скорости прямой реакции умножить на концентрацию водорода в Кубе. То есть вот этот коэффициент, который стоит перед водородом,

23: Идёт в степень умножить на молярную концентрацию азота. Поскольку реакция протекает в газовой фазе, концентрация прямо пропорциональна давлению, поэтому скорость прямой реакции можно записать как в

24: Стрелочки вправо равно константа со стрелочкой вправо, константа прямой реакции умножить на давление водорода в Кубе, умножить на давление азота для гетерогенной реакции концентрация твёрдых веществ считается величии.

25: Постоянной входит в константу скорости химической реакции и закон действующих масс не пишется. То есть скорость вот данной реакции взаимодействия оксида магния с углекислым газом будет зависеть оо.

26: Только от концентрации или давления углекислого Газа. Вот скорость прямой реакции равна константа прямой реакции. Умножить на концентрацию Газа ц о 2 или тоже самое, да, на давление углекислого.

27: Газа дадим определение, что такое химическое равновесие химическим равновесием называют такое состояние обратимой системы реагирующих веществ, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.

28: То есть в со стрелочкой вправо, равно в со стрелочкой влево это кинетическое условие состояния равновесия на слайде представлен график зависимости скорости реакции от времени при протекании прямой реакции.

29: Исходные вещества у нас расходуются и постепенно скорость прямой реакции, она уменьшается, а скорость обратной реакции увеличивается, так как число продуктов реакции тоже увеличивается. Ну и в какой-то момент

30: У нас эти скорости сравняются, то есть скорость прямой реакции будет равна скорости обратной реакции. Вот это условие состояния равновесия. Давайте выведем константу равновесия. Возьмём гомогенную реакцию Амоль.

31: Вещества, а плюс, б, моль вещества, б находится в равновесии ц, моль, вещества, ц и, д, моль вещества, д, скорость прямой реакции. Ну вот в соответствии с законом действующих масс, который мы только что с вами изучили, это будет константа.

32: Прямой, ну то есть можно стрелочками писать, можно прописать, то есть одно и то же. Это будет молярная концентрация вещества в степени, а умножить на молярную концентрацию вещества б в степени б скорость обратной

33: Реакция будет зависеть от концентрации ц вещества ц и д. Ну и обе концентрации возведены в степень их стехиометрических коэффициентов, и умножаем на константу обратной. Мы договорились, что

34: Состояние химического равновесия. Мы наблюдаем случаи, когда скорость прямой реакции будет равна скорости обратной реакции. Если у нас равны левые части вот этого уравнения, значит, будут равны и правые части.

35: Будем внимательны. Вот здесь у нас имеется ввиду неравновесная концентрация, да, обозначаемая буквой ц. Поскольку мы ведём речь о состоянии химического равновесия, то введём такое обозначение. Квадратные скобочки будут обозначать

36: Равновесную молярную концентрацию, то есть вот такое обозначение, а в квадратных скобочках читается как молярная концентрация вещества, а в степени, а умножить на молярную равновесную концентрацию вещества б в степени b raw.

37: Константа обратной скорости умножить на полярную равновесную концентрацию вещества ц умножить на молярную концентрацию вещества д.

38: Если мы поделим.

39: Получается, правую часть на левую, то у нас получится это новая константа, то есть константа прямой делить на константу. Обратной у нас получилось в числителе произведение равновесных концентраций.

40: Вещества.

41: Ц в степени ц умножить на равновесную концентрацию вещества д в степени д. А в знаменателе произведение равновесных концентраций веществ а и б, тоже возведённых в степень их тихими коэффициентов, это новая констан.

42: Обозначим её к с индексом c. Это у нас вот цэ да, это то, что мы выразили константу равновесия через молярную концентрацию, то есть, получается, ещё раз давайте запишем, что такое константа химического равнове.

43: Вот этой вот реакции, выраженной через молярную концентрацию в числителе, будет произведение равновесных концентраций продуктов, возведённых в степень коэффициентов в уравнении реакции, делённое на произведение равновес.

44: Концентрация исходных веществ, возведённых в степень, тоже коэффициентов при этих веществах в уравнении реакции. То есть ещё раз в числителе должны быть продукты, а в знаменателе исходные вещества все вещества заключаем в квадратные скобочки.

45: И возводим в степень коэффициента в уравнении реакции. Будьте внимательны. Так. Итак, какие бывают константы химического равновесия? Ну, возьмём ту же самую вот теоретическую химическую реакцию.

46: Которая была на предыдущем слайде. Если мы используем молярные концентрации, то это будет константа химического равновесия, выраженная через концентрации. Пишется-ка с индексом ц. Ну, мы только что записали. То есть, получается, он

47: Химического равновесия, записано через концентрации. Это произведение равновесных концентраций продуктов, то есть в числителе стоит продукты, делённое на произведение равновесных концентраций исходных веществ. И все

48: Концентрации возведены в степень стехиометрических коэффициентов при этих веществах. Если у нас реакция протекает в газовой фазе, то можно использовать парциальное давление, равновесное парциальное давление. Точно так.

49: Также в числителе будет стоять произведение равновесных парциальных давлений газов ц и the, а в знаменателе произведение парциальных давлений, газов а и б исходных веществ, то есть в числителе, продукты в знаменателе, исходные вещества все.

50: Давления возведены в степень коэффициентов стехиометрических из уравнения реакции. Если в системе сильные электролиты, то концентрация заменяется на активность. Это в конце у нас сегодняшней лекции будет, то есть для характеристики сильных электролитов используется акти

51: Концентрация, обозначаемая буквой а вот с молярная концентрация они связаны следующим соотношением а равно ф умножить на c f коэффициент активности цэ концентрация и тогда у нас будет.

52: Izi ка. А записано через активности в числителе произведение равновесных активностей веществ ц и д. В знаменателе произведение равновесных активностей веществ а и б. Все активности возведены в степень коэффициентов.

53: Уравнение соответствующих реакций.

54: Давайте рассмотрим примеры ещё раз подробнее. То есть получается, что взаимосвязь константы равновесия с равновесными концентрациями представляет собой выражение закона действующих масс для равновесных систем.

55: Константа равновесия зависит от природы веществ и от температуры, но не зависит от концентрации веществ и от наличия катализатора выражение константы равновесия входит только концентрации веществ, находящихся в жидком или газообразном состоянии.

56: Ну вот, возьмём гетерогенную реакцию. Уголь, да, углерод Твёрдый плюс цэ о 2. Получается, 2 цэ оо твёрдые, мы помним, они не берутся, да, в закон действующих масс. Вот.

57: Они не захо не пишутся. Выражение математический закон действующих масс, и в константу они тоже не пишутся, поэтому у нас в числителе про стоит, ну, произведения здесь нету. То есть просто равновесная концентрация.

58: Угарного Газа ц о в квадрате, потому что здесь двойка делить на равновесную концентрацию ц о 2. Помним, что равновесная концентрация это у нас квадратные скобочки. Вот, ну, другой пример образования диоксида азота из монооксида азота.

59: Кислорода. Вот перед оксидами азота стоят двойки, поэтому мы возведём их в степень. Вот здесь получается их давление. Возведём в степень константа равновесия записана через давление. Кпп читается, да?

60: Давление Газа n о 2 в квадрате делить на это у нас продукт, то есть, помним, в числителе должны быть продукты в знаменателе, исходные вещества, здесь давление Газа n r в квадрате умножить на.

61: Давление кислорода.

62: Давайте рассмотрим анализ константы равновесия химической реакции константа равновесия показывает степень превращения исходных веществ в продукты. Если в состоянии равновесия преобладают продукты константа равновесия, у нас будет больше един.

63: То есть концентрация продуктов больше, чем концентрация исходных веществ равновесие смещено вправо, в сторону прямой реакции, если в состоянии равновесия преобладают исходные вещества константа равновесия меньше единицы равновесие.

64: Смещено влево, в сторону обратной реакции. Если константа равновесия равна единице, то наблюдается истинное равновесие. Но такого, такие случаи бывают крайне редко, но, в принципе, как бы, видите, если сравнить

65: Единицы, то есть прям таких точных значений единицы, да, редко бывает. То есть можно просто оценить, куда смещено равновесие. Есть так называемые условия обратимости реакции. Ну, иногда бывает, что реакции

66: Не протекает в определённых условиях.

67: При изменении тех условий, отличных от стандартных, реакция идёт, ну, например, увеличивают концентрацию или что-то ещё. Вот поэтому нужно знать интервал, в каком константа равновесия, да, показывает, будет ли обратима

68: Или нет, если константа равновесия попадает в интервал от 10 минус 5 до 10 в 5, то тогда это обратимая реакция. Если значение констант лежит за пределами, лежат за пределами этого диапазона, то это необратимая.

69: Реакции. Ну давайте вот рассмотрим примеры. Предположим, вы решаете какую-то задачу, связанную с константой равновесия. Вы считаете, она у вас получилась полтора. В принципе, константа равновесия больше единицы, но не больше, чем 10 в 5, значит,

70: Ravnovesie этой химической реакции смещено вправо и реакция обратимая, а если константа равновесия, например, 0,2, то есть получается константа равновесия меньше единицы, равновесие смещено влево, но реакция по прежнему обратимая, то есть можно.

71: Добиться протекания прямой реакции. А вот если, по вашим расчётам, константа равновесия получилась больше, чем 10 в 5, в этом случае протекает только прямая реакция однозначно ни о каком смещении равновесия.

72: Не может быть речи. Если константа равновесия меньше чем 10 минус 5, то протекает только обратная реакция. Такие вот 2 последние реакции, да, невоз, они, получается, будут необратимыми. Так.

73: Ну, это у нас была 1 часть лекции. Давайте теперь рассмотрим 2 часть лекции. Нам нужна тема электролиты. Давайте дадим определение и классификация электролитов электро.

74: Литы это вещества, которые подвергаются электролитической диссоциации, в следствии чего их растворы или расплавы проводят электрический ток. Для количественной характеристики силы электролита используется 2 величины степень диссоциации.

75: Ну вот тут нужно разграничить. Обычно диссоциация такой термин применяется для сильных электролитов. Ну, я думаю, вам знаком из школы этот термин, да, это понятие. А вот применительно к слабым электролитам или

76: Электролитом средней силы используется такое понятие, как ионизация обозначается буквой альфа альфа. Не а, а альфа, будьте внимательны. Вот здесь хвостик надо, да, пририсовать. Так, константа ионизации, ну это константа.

77: Мического равновесия, ионизация слабого электролита. То есть буква к пишется. Так давайте дадим определение константы ионизации. Ну или ещё такой термин использует диссоциация, то есть чаще

78: Это синонимы слабых электролитов, это константа химического равновесия, ионизация слабого электролита. Ну, например, уксусная кислота при растворении в воде ионизирует.

79: Отщепляя протон, вот из робокс льной группы, из группы ц о аш и образуя анион, ацетат, анион, да, если мы пишем константу ионизации, вот у нас определение это

80: Константа химического равновесия. Мы только что константы химического равновесия с вами разобрали. Это дробь, в числителе которой стоит произведение равновесных концентраций продуктов. То есть, получается продукты это на что ионизирует у нас кисло.

81: То есть это Ион водорода и ацетат Ион. То есть вот мы эти ионы берём, заключаем в квадратные скобочки, делённые на равновесную концентрацию исходных веществ. Исходные вещества, у нас уксусная кислота. Вот мы делим на равновесную концентрацию.

82: Уксусной кислоты ну, возьмём для примера ещё 1 слабый электролит, например, гидрат аммиака n h3 точка h2 о, он у нас обратимо ионизирует с образованием Ионов эн h4 с плюсом и о аш с минусом константа иониза.

83: Опять будьте внимательны в числителе стоят произведение равновесных концентраций продуктов, делённое на произведение равновесных концентраций исходных веществ. Получается, у нас в числителе стоит произведение равновесной концентрации.

84: Ионов аммония умножить на равновесную концентрацию, гидроксид Ионов, делённая на равновесную концентрацию гидрата аммиака уметь константы ионизации, диссоциации слабых электролитов писать нужно обязательно на

85: Экзамене. Есть вопрос по записи вот констант ионизации слабых электролитов. Давайте введём ещё 1 термин. Читается пка, константы ионизации кислот назы.

86: Называется константой и кислотности обозначается вот то, что кислота с acid, да, от английского буква а рисуется, ну, как бы русская, a английского для основания константа основанности.

87: Читается-ка б. Бзик основание. Вот, ну, чаще всего мы все-таки используем константу кислотности, хотя константа основанности нам тоже нужна будет. Вот чаще всего вместо

88: Самой константы ионизации кислоты используют величину пк, а пк. А это у нас показатель кислотности. Ну и, соответственно, пк б это будет показатель основности. Что такое пк?

89: Это отрицательный десятичный логарифм константы кислотности, но для основанности себе проэкстраполировать есть тоже самое только, да, константы основности. То есть, получается пэка, равно минус логарифм константы ионизации кислоты к пкб.

90: Показатели константы, основности, минус логарифм, константы, основности кб. Давайте рассмотрим сравнение силы кислот. Ну в основном вот эта задача вам понадобится в курсе биорга.

91: Органической химии. То есть это 2 цикл нашей химии. Ка пк используется для сравнения силы кислот. Чем слабее кислота, тем меньше константа ионизации и тем больше силовой показатель пка, чем ниже

92: Значение пка тем сильнее кислота. То есть вот, вот это золотое правило нужно запомнить более низкое значение. Пка указывает на то, что кислота более полно диссоциирует в воде. То есть помним, что сила электролита, да, это как хорошо.

93: Он распадается на ионы. Ну вот, давайте рассмотрим пример константы ионизации кислот. Это взято из справочника. Давайте вот возьмём известную вам из школы муравьиную кислоту.

94: И уксусную. Вот у муравьиной кислоты смотрим. 3 75 показатель, да, а уксусной 4 75 уксусной больше, значит уксусная кислота слабее, чем муравьиная эту табличку.

95: Не надо переписывать в тетрадку с лекциями, она взята для примера.

96: Вот давайте запишем то, что мы увидели в этой табличке. Ещё раз правило. Чем ниже значение пк, тем сильнее кислота. Очень важный вывод. Да, вам биоорганической химии придётся сравнивать кислоты по их силе, но

97: И вот такие таблицы вам всегда будут в помощь. То есть мы рассмотрели, что увидели из этой таблички, что пка уксусной кислоты 4 75, а пка муравьиной кислоты составляет 3 75. То есть можно сделать вывод, что

98: Муравьиная кислота более сильная, чем уксусная кислота, то есть у неё пка ниже. Так, запомним это правило. Давайте пойдём дальше помимо а помимо константы, инизации для характеристики

99: Сила электролита используется степень диссоциации обозначается буквой альфа. Рисуете вот здесь вот хвостик, то есть не а, а альфа. Характеризует она распад молекул электролита на ионы и выражается в процентах или в долях единиц.

100: Запишем правило, что если вам для задачи нужно посчитать альфа в долях, а во всех задачах альфа берётся в долях. Нужно альфа в процентах поделить на 100. Тогда вы получите альфа в долях, то есть

101: Так, если в процентах, то от нуля до 100, если в долях, то от нуля до единицы измеряется альфа. Итак, по определению, что такое альфа, это число распавшихся молекул электролита да делённое на общее число молле.

102: Электролита, умноженная на 100, это в процентах, а если без 100, то это будет как раз в долях. То есть, ну вот формула для перерасчёта у нас с вами указана во всех наших задачах альфа будет браться в долях.

103: Давайте рассмотрим факторы, которые влияют на величину степени диссоциации. Альфа. Это концентрация раствора электролита. Ну как она влияет? Мы рассмотрим чуть ниже, в соответствии с законом разбавления освальда. Далее.

104: Влияет температура с повышением температуры. Степень диссоциации увеличивается, ну то есть сильнее диссоциирует слабый электролит. Дальше добавление электролита, содержащего одноимённые ионы. Ну, в соответствии с принципом теле

105: При добавлении у нас продуктов реакции. То есть вот если мы одноимённые ионы добавляем, их, концентрация увеличивается, ну, например, гидрат аммиака, мы добавили хлорид аммония, концентрация

106: Ионов н. H4 с плюсом увеличивается и равновесие реакции гидрата аммиака смещается влево вот показан такой красивой круглой стрелкой влево наблюдается уменьшение концентрации Ионов оо аш с минусом и альфа.

107: Следующий фактор это природа растворителя. Ну тут зависит от того, какой растворитель Полярный или нет. То есть альфа. Понятно, что больше в полярных растворителях, ну и природа растворённого вещества, то есть вот по природе классификации, по природе растворённого вещества мы

108: Сейчас с вами рассмотрим. Итак, смотрим. Классификация электролитов по силе. Электролиты делятся на 3 группы. Это у нас слабые электролиты. Альфа у нас меньше 3%, но меньше 3%.

109: Пример. То есть, если альфа равно 3%, то получается из 100 только 3 молекулы распадаются на ионы электролиты средней силы альфа от 3 до 33%. У нас, ну, обычно слабые электролиты средней силы.

110: Их объединяют в 1 группу и сильные электролиты альфа больше 33%. Если не задано значение альфа для сильного электролита. Список сильных электролитов мы сейчас повторим, то вы будете брать альфа.

111: Равна единице, сильные электролиты распадаются на ионы полностью рисуется 1 стрелка и закон. Значит, константа равновесия здесь не применима, только для слабых электролитов можно найти константу.

112: Ионизация, то есть записать её в принципе, и характеризует она распад на ионы, а слабые электролиты ионизируются обратимо, и вот к ним применим закон действующих масс для равновесия, то есть для них пишется константа равновесия.

113: Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, и, соответственно, для них есть свои константы ионизации. Ну вот нарисовано на слайде уравнение ионизации фосфорной кислоты.

114: 1 ступени. Помните, что продукты делим на исходные. Значит, у нас здесь дигидрофосфат Ион и Ион водорода константа ионизации имеет порядок 10 минус 3 по 2 ступени.

115: Дигидрофосфаты ионизируются образованием иона, водорода и гидрофосфата иона здесь константа ионизации порядка 10 минус 8, но и по 3 ступени уже образуется Ион водорода и фосфат Ион и конста.

116: Ионизация 10 минус 13 вывод. То есть получается, что наиболее сильная будет 1 ступень, то есть преимущественно диссоциация идёт по 1 ступени. Так?

117: Константа ионизации. Примеры нужно записать и ещё раз повторить, как пишется константа ионизации слабого электролита. Вопросы есть в билетах на экзамене? Итак, давайте запишем список сильных электролитов. Это электролиты, которые полностью

118: Диссоциирует на ионы, ну и для которых действует правило, что если не указана степень диссоциации, то это получается альфа, равно единице берётся по условию задачи. Ну, я думаю, что вы помните, что

119: К сильным электролитам относятся азотная, серная, соляная, бромоводородная, йодоводородная, хлорная, марганцовая кислоты, ну и некоторые другие, а также основания это у нас гидроксиды щелочных и щёлочно земель.

120: Металлов. Ну и большинство солей, они тоже относятся к сильным электролитам. Слабые электролиты, электролиты средней силы. Как я уже сказала, что они объединяются в 1 группу. Это электролит.

121: Которые незначительно диссоциируют на ионы. Ну, получается, что к ним относится большинство тех кислот, которые мы с вами не перечислили на предыдущем слайде. Например, сероводородная, сернистая, сенильная, кремниевая, угольная, азотистая.

122: Фосфорная, уксусная и другие органические кислоты, ну и плавниковые сюда же относятся и фтороводородной кислот к слабым основаниям относятся все нерастворимые в воде основания и гидроксид, аммония, ну и вот вода, про которую мы сегодня много

123: Будем ещё говорить, она тоже относится к слабым электролитам. Она является очень слабым электролитом. Давайте запишем связь между концентрацией Ионов и молекул любого электролита. Формула в рамочках нужно

124: Обязательно выучить практическому занятию. То есть получается, что если у нас раствор кислоты, то тогда степень диссоциации альфа кислоты будет отношение числа распавшихся на ионы.

125: Molecule это у нас величина будет пропорциональна концентрации Ионов водорода делить на концентрацию кислоты, отсюда концентрация Ионов водорода в растворе кислоты будет равно альфа умножить на ц кислоты, будьте вни.

126: Внимательно альфа берётся в долях себе, пожалуйста, пометьте. То есть в эту формулу альфа подставляется не в процентах, а в долях. Если у нас речь идёт об основании, вы помните, что оно диссоциирует с образованием Ионов оо аш минус.

127: Поэтому в числителе будет стоять концентрация Ионов оо аш с минусом, делённая на концентрацию основания, ну и тогда концентрация Ионов оо аш с минусом в растворе основания будет рассчитываться как альфа умножить на цэ основания ну?

128: И вот у нас какие наблюдаются закономерности если у нас слабый электролит, то концентрация Ионов водорода для кислоты будет много меньше, чем концентрация кислоты. Концентрация Ионов оо аш с минусом в растворе основания будет много меньше.

129: Концентрация основания а если сильный электролит, то концентрации соответствующих Ионов будут примерно равны концентрации соответствующего электролита.

130: Давайте запишем закон разбавления оствальда. Он показывает нам связь между константой ионизации и степенью ионизации слабого электролита альфа. Это у нас степень ионизации будет равно корень квадратный из

131: Константа зации делить на молярную концентрацию электролита. Если ввести новое обозначение в это не объём, а разбавление да, единица делить на ц, то тогда альфа будет равно корень квадратный из константы.

132: Умножить на в, ну если, например, мы разбавляем 100 раз, то есть у нас получается концентрация в будет равно 100, то тогда альфа возрастёт в 10 раз. Получается физичес.

133: Смысл закона с разбавлением раствора, то есть уменьшение его концентрации, степень диссоциации увеличивается.

134: Так, закон разбавления оспарта используется при решении задач. Я напоминаю формулу в рамочках нужно обязательно выучить. Давайте перейдём к теме. Ионизация воды и такое понятие, как

135: Ионное произведение воды, но при диссоциации воды от воды отщепляется протон, и поскольку у нас вода может протон, присоединять по донорно акцепторному механизму.

136: Образованием иона гидроксония, то процесс ионизации воды чаще всего представляют вот таким образом с образованием иона, гидроксония и ion аш с минусом если упрощённо, то можно просто написать, что при ионизации

137: Вода ионизируется. Образование иона водорода и гидроксильного иона константа ионизации. Вот эта константа вот этого химического равновесия посчитана с помощью физико химических методов и

138: Константу ионизации воды обязательно спишите произведение равновесной концентрации Ионов аш с плюсом на равновесную концентрацию Ионов оо аш с минусом делить на равновесную концентрацию воды это 1 и 8 на 10 минус 16 моль.

139: В литре считаем равновесную концентрацию воды в 1 литре 1000, делим на 18 у нас получается 55,5 моль в литре.

140: Так вот, теперь константы ионизации, мы, получается, равновесную концентрацию воды переносим к константе ионизации, перемножаем эти 2 константы. У нас получится число 10 минус 14.

141: И это у нас то, что останется от вот этой дроби, это произведение равновесных концентраций Ионов водорода и гидроксильных Ионов, и введём новое обозначение-ка дубльвэ это ионное произведение воды.

142: Ну, получается, можно посчитать и степень диссоциации воды при температуре комнатной 22 25 градусов цельсия. Ну, условно, если считать воду за

143: Кислоту, то это будет концентрация Ионов водорода делить на концентрацию воды. Концентрация Ионов водорода. Я думаю, вам из школы известно, что в 1 литре при комнатной температуре вода диссоциирует 10 минус 7 моль. Ну это

144: Тогда степень ионизации воды 1 и 8 на 10 минус 9 так учим формулы в рамочках ионное произведение воды к дубльвэ это будет произведение равновесной концентр.

145: Ионов водорода на равновесную концентрацию гидроксильных Ионов. Ну, это мы только что вот с вами вывели, это 10 минус 14 при комнатной температуре. Ну, температуру ещё принято считать в

146: Да, есть шкала цельсия, есть шкала кельвина при шкале кельвинов у нас получается температура в градусах цельсия прибавляется 273. Вот. То есть 0 по цельсию соответствует 273.

147: Calvin ну, я думаю, что мы ещё это с вами чуть позже обсудим ионное произведение воды при 37 градусах цельсия, то есть к 37 прибавляем 273, получается 310 кельвинов.

148: Ну, будет у нас не 10 минус 14, а больше где-то 2,45 * 10 минус 14. Ну, там разными методами меряют. Примерно чуть чуть разные значения получаются. Вот.

149: Ионное произведение воды это константа ионизации кислоты умножить на константу ионизации основания одно и то же вещество может быть и кислотой, и основанием одновременно, особенно вода, она вообще у нас амфолит.

150: Получается, что в нейтральной среде концентрация Ионов водорода будет равна концентрации гидроксильных Ионов будет равно 10 минус 7 моль Ион на литр, а в кислой среде концентрация Ионов водорода получается больше чем 10 минус 7.

151: Вот, то есть преобладают ионы водорода по сравнению с гидроксильными ионами в щелочной среде концентрация Ионов водорода будет меньше чем 10 минус 7. Преобладают ионы оо аш с минусом. Ну вот видите.

152: Да, числа какие неудобные. 10 минус 7 их сравнивать между собой. Поэтому решили, значит, использовать другую шкалу, да, вот к которой мы сейчас и перейдём. Но перед этим давайте отметим, что харра

153: Характер среды в водном растворе любого вещества определяется тем или иным ионном, то есть ионом водорода или ионом оо аш с минусом, концентрация которого преобладает. То есть получается, что в любом водном растворе нейтральном, кислотном или

154: Щелочном имеются ионы аш с плюсом и о. Аш с минусом ионы, и при этом произведение концентрации этих Ионов величина постоянная, равная ионному произведению воды, то есть будьте внимательны, характер.

155: Среды определяет преобладающий Ион. Итак, если мы, получается, знаем ионное произведение воды, то можно вычислить концентрацию другого иона, но ионное произведение воды у нас задано, зная кон,

156: Концентрация 1 иона можно вычислить концентрацию противоположного иона ну, например, концентрация Ионов водорода будет считаться как ионное произведение воды, делённое на равновесную концентрацию Ионов оо аш с минусом, ну и выражение.

157: Наоборот. То есть это тоже, в принципе, формула может использоваться при решении задач, но она менее актуальна, чем формула, о которых пойдёт речь дальше. Итак, мы уже сказали, что 10 минус 7 не очень удобный величии.

158: Для сравнения поэтому ввели такие понятия, как водородные и гидроксильные показатели водородный показатель пэ аш это отрицательный десятичный логарифм концентрации Ионов водорода в водном растворе, то есть, получается пэ аш ра.

159: Минус логарифм цэ аш с плюсом, то есть молярная концентрация Ионов водорода в этом растворе гидроксильный показатель пэ о аш это отрицательный десятичный логарифм концентрации Ионов оо аш с минусом в водном растворе пэ о.

160: Аш равно минус логарифм концентрации Ионов оо аш с минусом. Так, ну давайте повторим что-то операции с десятичными логарифмами. Десятичный логарифм пишется. Л. Г. Это

161: Показатель степени, в которую нужно возвести 10. То есть вот смотрим, если у нас логарифм 10 в степени икс, то есть вот мы берём вот этот x, то есть это будет у нас x логарифм 10 в степени минус икс, это получается минус.

162: А если мы берём минус логарифм 10 в степени минус икс, это будет x. То есть минус отбрасывается. Итак, что у нас получилось? Нейтральная среда в нейтральной среде. Мы уже сказали, что в чистой воде у нас 10 минус.

163: 7 моль диссоциирует на ионы, то есть п аш будет минус логарифм концентрации Ионов водорода это будет минус логарифм 10 минус 7 просто 7 получилось p оо аш гидроксильный показатель это отрицательный десятичный.

164: Логарифм концентрации Ионов оо аш с минусом, это минус логарифм тоже 10, минус 7 тоже 7. Ну вот пример тут, ну, Кислая среда, на пример, по аш, минус логарифм 10, минус 2. То есть мы, получается, логарифм 10.

165: 2 - 2. И раз минус здесь стоит минус откидываем. Получается просто 2 вот эти простые операции с логарифмом. Пожалуйста, повторите. Это нам понадобится при решении задач и при ответах на экзамене

166: По химии. Итак, выведем, покажем, точнее, связь водородного гидроксильного показателя. То есть нужно прологарифмировать ионное произведение воды. У нас тогда получится рамочка. Да, видим это запомнить надо. П аш плюс.

167: По hh равно 14, то есть при 25 градусах цельсия ну тут там интервал был 22 25 уж ну так комнатная температура да, можно поправить, что 22 25 п аш плюс по аш при темпер.

168: Температуре человеческого тела 37 градусов цельсия это у нас 13 и 6, то есть получается, что в нейтральной среде при комнатной температуре паш равно по hh равно 7, а при 37 grad.

169: Цельсия то есть это биологические жидкости кровь, моча, желчь слюна, ну и так далее пэ аш будет равно по hh равно 6 и 8, то есть 6 и 8 при 37 это показатель нейтрально.

170: Среды, будьте внимательны. То есть, если у вас спрашивается про воду, то тогда 7, да, значит, при комнатной температуре. А если биологическая жидкость, то нейтральная 6 и 8, а получается 7, это уже будет

171: Слабощелочная для биологической жидкости. Так, следующая рамочка. Как найти концентрацию Ионов водорода, если есть пэаш, это 10 в степени минус паш. Как найти концентрации гидроксильных Ионов? Это 10 в степени

172: Минус по аш.

173: Так, рамочки обязательно себе введите, эти формулы нужны. Выучите их для решения задач. Ну, тут помните, что интервал 25, тут условно написано, да, то есть 22 25, то есть при комнатной температуре 14, при температуре чело.

174: Человеческого тела, то п аш плюс по hh равно 13 и 6 важная очень формула так, ну вот, шкала по h e по h при температуре 25 градусов цельсия в 1 строчке написана концентрация Ионов водо.

175: Представлена моль на литр, да как 10 в какой-то степени дальше пэ аш водородный показатель от нуля до 14 и пэ о аш он в обратную сторону, да, помним, что пэ аш плюс пэ аш равно 14.

176: Сумме он от 14 до нуля. Начало соответствует нормальному раствору Соляной кислоты. Да, конец 1 нормального раствора. Натрий о. Аш. Ну, тема концентрации у вас пройдена на 1 практическом занятии. Я думаю, вы меня

177: Понимаете? Так теперь методы измерения, паш, это колориметрический. С помощью бумаги. Он не очень точный, но зато экспрессный и потенциометрический с помощью паш метра это достаточно точный ме.

178: Да, вот, но требует несложного приборного оснащения. Так, итак, что мы с вами имеем при решении задач у вас будет использоваться некоторые формулы.

179: Для слабых и сильных кислот выведем формулу для слабой кислоты. Мы с вами установили степень ионизации, что произве точнее, концентрация Ионов водорода будет равно альфа умножить на ц кислоты по за

180: Разбавления осталя у нас альфа будет равно корень квадратный из-ка делить на цэ кислоты, если мы подставим вот это альфа в 1 формулу и потом преобразуем, возьмём пэаш.

181: Отрицательный десятичный логарифм у нас получается для слабой кислоты. Пэ аш будет равно 1, 2 пэк плюс пэ цэ кислоты. Помним обозначение п.

182: Отрицательный, десятичный логарифм. Ну что такое пэка? Мы уже с вами говорили, вот ппц кислоты нам ещё не встречалось. То есть, получается, пэ, это отрицательный, десятичный логарифм концентрации кислоты. То есть вместо буквы пэ нужно минус л г подставить, ну,

183: И получается, если альфа равно единице, используем ту же формулу да, цэ аш с плюсом, равно альфа умножить на цэ кислоты, тут закон разбавления, он применим только для слабых электролитов, поэтому мы берём логарифм.

184: Логарифмируем левую правую часть этого уравнения. Вот, поскольку у нас для сильной кислоты альфа равно единице, логарифм единицы равен нулю. Получается, что у нас п альфа уходит

185: Получится, что паш будет равно просто ппц кислоты, то есть отрицательный десятичный логарифм концентрации кислоты. Так, формула в рамочках обязательно записать и выучить так аналогично для слабого.

186: Основания можно вывести подобные формулы у нас здесь будет цэ оо аш с минусом равно альфа умножить на ц основание вывод, аналогичный и p оо аш. Тогда водородный показатель, я говорила гидроксильный показатель.

187: Основания будет 1, 2 пкб плюс пэ цэ основания, но для сильного основания раз альфа равно единице, то пэ о аш будет равно п ц основания, то есть отрицательный десятичный логарифм концентрации основания.

188: Так, давайте рассмотрим значение паш, некоторых жидкостей организма при 37 градусах цельсия. Ну вот кровь. Видите, какое точное значение. 7 36. То есть вообще практически не отклоняется, паш от нормы. Желудочный сок.

189: Ну, достаточно Кислая среда, да, odin 7 85. Ну, может отклоняться в диапазоне 0,15, кишечный сок, ну, близко к нейтральной среде, да, 6 и 4. Вот отклонение 0 4 допустимо.

190: Слюна 6 и 6, да, с отклонением 0 3. Ну, там, условно, как бы, стоматологии тут, точнее, берут это число желчи. Тоже практически нейтральная среда, но помним, что нейтральная среда для организма.

191: 6 и 8, 6 и 8. Но тут 6 и 9, то есть слабощелочная немножечко, да, то есть получается 0 плюс - 0 4. Запомним, что отклонение концентрации Ионов водорода от оптимального диапазона

192: Но обуславливает нарушение метаболизма и функции клеток, тканей органов вплоть до их гибели. То есть, если отклонение достаточно большое, давайте поговорим о кислотно щелочном равновесии, ну кислотно щелочное равновесие ещё называется кислотно.

193: Основанное равновесие или кислотно основное состояние, поскольку у нас только 1 лекция, давайте останемся в рамках кислот и щелочей, да, то есть такое не очень точное название для организма, но поскольку мы ещё далеки от организма,

194: Будет лекции, следующие про буферные системы, там уже назовём, точнее, это равновесие. Итак, паш Жидких сред организма зависит от содержания в них органических и неорганических кислот и оснований. Ну, условно основание, назовём её

195: Соотношение кислоты и щёлочи в каком-либо растворе называется кислотно щелочным равновесием или кислотно щелочным состоянием. Концентрация Ионов водорода в биологических жидкостях, то есть вот как раз определяет их

196: Кислотно щелочное равновесие и содержание организма в кислотно щелочном равновесии. Ну вот значение приблизительно, паш, мы посмотрели на предыдущем слайде является 1 из фундаментальных условий его правильного функционирования, а значит,

197: Здоровье по направленности изменения паш выделяют 2 типовые формы нарушения кислотно щелочного равновесия ацидоз и алкалоз. Ацидоз характеризуется избытком в организме.

198: Кислот в крови наблюдается повышение концентрации Ионов водорода и уменьшение паш, ниже нормы. Помним, что пэаш меньше 7. Это Кислая область, да, то есть, если мы смещается пэ аш биологичес,

199: Жидкости в кислую область. Это ацидоз. Ну и вообще дисбаланс паш организма у большинства людей, вот он как раз проявляется в повышенной кислотности. Ну, например, у больных сахарным диабетом наблюдается. Так,

200: Называемый кетоацидоз, да, то есть Кето связано с появлением ацетона патологического кетонового тела. Ну, тут какие-то проблемы многочисленные, которые могут возникнуть в случае этого отклонения на слайде, показаны

201: Дальше алкалоз алкалоз характеризуется избытком в организме щелочей. То есть получается, что избыток, смещение паш биологической жидкости в щелочную область приводит к алкалозу. Ну, тут проблем.

202: Тоже проблема тоже есть, но как бы обычно все-таки считается, что закисление организма, оно как-то опаснее, чем защелачивание и

203: Ну, например, вот в стоматологии, да, стремятся, паш, повысить после еды, да, потому что, значит, вот поглощение какой-то пищи, оно связано с временным ацидозом. Ну вот тут такая забавная картина.

204: Картинка из интернета, что как бы в кислотную отклонение паш от нормы тут как-то норма почему-то нейтрально нарисована. Ну вот, то есть если мы в кислотную область отклоняемся, то это значит ухудшение состояния

205: А в щелочную это здоровье, сила, молодость. Ну вот применительно к паш слюны это как бы однозначно. То есть, например, жуют жвачки, да, или что-то ещё как раз вот с целью повышения паш, после

206: Еды, ну чистка зубов, там, использование каких-то средств гигиены, оно как раз приводит вот к небольшому в пределах нормы увеличению паш, это считается как бы очень хорошо. Итак, мы перехо,

207: В последней части нашей лекции это сильные электролиты, у них есть свои особенности в водных растворах сильных электролитов, они полностью диссоциированы на ионы. Расстояние между ионами сравнительно мало, и при этом сила

208: Межионного притяжения отталкивания достаточно велики, и ионы не вполне свободны, движение их стеснённо притяжением друг к другу для оценки межионного взаимодействия ввели представление об эффективной концентрации. Мы уже упоминали её сегодня в течение нашей

209: Она называется активность, обозначается буквой а.

210: Так, ну и мы выводили, как активная концентрация связана с молярной концентрацией, то есть, получается, активная концентрация связана с молярной концентрацией через коэффициент активности.

211: Обозначается буквой f. Вот молярная и активная концентрация измеряется в моль, на литр. Ну тут варианты если у нас ф. Стремится к единице или равно единице, то молярная концентрация будет равна

212: Активной концентрации, в принципе можно рассчитать коэффициент активности иона в разбавленном растворе по формуле вот здесь сложная формула логарифм эф равно дробь в числителе стоит.

213: - 0,5. Заряд иона в квадрате умножить на корень квадратный из ионной силы. А что такое ионная сила, мы сейчас на следующем слайде с вами посмотрим. А в знаменателе стоит единица плюс корень квадратный из ионной силы. Но

214: Поскольку тут очень сложные вычисления, да, потом нужно провести ещё операцию по вычислению ф вот из этой формулы, то можно просто воспользоваться таблицей и подставить ф при решении Зада.

215: Но для того, чтобы воспользоваться таблицей, вы должны оценить ионную силу раствора. То есть мы уже сказали, что в растворах сильных электролитов ионы достаточно близко находятся друг к другу, да и как-то между собой взаимодействуют.

216: Вот ионная сила раствора, она как раз оценивает вот это силу этого взаимодействия ионная сила обозначается буквой i, iii, равно 1, 2 от суммы концентрации каждого иона умножить на заряд иона в квадрате.

217: Ц. С индексом i это концентрация Ионов каждого иона да, там на сколько Ионов у нас распадается сильный электролит, моль на литр зет это заряд иона ну, например, ионная сила плазмы равна 0 целых пятна.

218: Сотых моль в литре большая обозначает у нас молярную концентрацию, ну поэтому при изготовлении плазмозамещающих Растворов стремятся, чтобы ионная сила раствора была близка.

219: Как ионной силы плазмы. Это явление называется изонино тью. Вот и таблица, таблица у нас есть в методических пособиях кафедры, то есть её всегда можно посмотреть. Вот

220: Нужно рассчитать по задаче ионную силу раствора. Вот она указана в верхней строчке и, соответственно, вот дальше посмотреть на пересечении формулы иона и ионной силы. Коэффициент

221: Активности. Ну, можно пройтись вот по самой маленькой ионной силе, потому что мы сейчас будем устанавливать вот тут закономерности. Видите, у нас если заряд иона + 1 или - 1, вот мы идём по вот этой

222: Таблички у нас значение коэффициентов активности примерно одинаковые. Видите? 0 98. Затем, если у нас заряд иона 2 плюс или 2 минус, то получается, что коэффициент

223: Активности где-то 0 9 на 0 91. А если заряд иона 3 с плюсом, то уже коэффициент активности становится ещё меньше где-то 0 8. То есть вот видите идя по этому столбику, мы уже

224: Видели 2 закономерности. Значит, если у нас заряд у иона одинаков по модулю, то при одинаковой ионной силе получается одинаковый коэффициент активности. А если заряд иона чем больше заряд иона, то это получается эф.

225: Меньше. Ну, если мы пройдём вот по горизонтали, мы смотрим, что, ну, единичку не будем брать, да, тут уже у нас аномальные всякие явления. Вот чем больше ионная сила раствора, тем эф у нас.

226: Будет меньше, то есть получается, тем больше будет отклоняться активная концентрация от молярной концентрации.

227: Итак, выводы по нашей табличке давайте запишем сравнение коэффициентов активности. Это вам пригодится при решении тестовых заданий, при ответах на экзамене в растворах с одинаковой ионной силой. 1 правило коэффициенты активности Ионов с 1.

228: По модулю зарядом одинаково. Ну вот, например, при некой ионной силе коэффициент активности иона натрия, да, и хлорид иона одинаков равен 0 96. Ну какая-то ионная сила там теоретическая, значит,

229: Для двухзарядных Ионов, Ионов, магния и сульфат Ионов тоже будет одинаково. Но 0 87. Ну, можно вернуться, посмотреть. Это вот при вот этой 1 1000, вот эти числа, 0 96, 0 87. Вот.

230: При вот этой ионной силе. Дальше это 1 вывод. Да, дальше мы ещё увидели, что если у нас при одинаковой ионной силе коэффициент активности однозарядного иона больше, чем двухзарядного или 3

231: Зарядного. То есть получается вывод чем больше заряд иона, тем эф меньше. Ну и 3 закономерность при увеличении ионной силы. Коэффициенты активности уменьшается. Эту закономерность мы тоже с вами увидели.

232: Когда рассматривали вот ряд по горизонтали, так закономерности нужно записать и обязательно выучить, они используются во многих тестовых заданиях при сравнении. И, естественно, на экзамене это тоже.

233: Как бы будет звучать на этом наша лекция заканчивается. Я благодарю вас всех за внимание. Теперь смотрите, что ещё лекция не снабжена задачами задачи вынесены.

234: Вот по крайней мере у меня в лекциях они в отдельные консультации консультации помещены на RuTube канал ссылку можно взять и посмотреть значит RuTube канал.

235: Елена Юрьевна, то есть там ссылка на консультацию к лекции 1. Ссылку я вышлю старостам и необходимо сделать конспект. То есть для практического занятия вы должны обязательно посмотреть.

236: Как решаются задачи по этой теме, то есть лекция была установочная, там были даны формулы, дано было определение констант химического равновесия, констант ионизации, а решение задач к лекции по электролитам.

237: Вы должны законспектировать самостоятельно.