Füüsikalise keemia õppetool Töö nr. 5 LAHUSTUNUD ELEKTROLÜÜDI ISOTOONILISUSTEGURI KRÜOSKOOPILINE MÄÄRAMINE Üliõpliane: Kood: Töö teostatud Töö ülesanne. Töös mõõdetakse vee ja teadaoleva kontsentratsiooniga elektrolüüdi vesilahuse külmumistemperatuurid. Lahuse külmumistemperatuuri langusest arvutatakse isotoonilisustegur. Nõrga elektrolüüdi puhul arvutatakse ka dissotsiatsiooniaste. Teooria Lahjendatud lahuste üldised füüsikalised omadused Lahjendatu lahus koosneb vedelast lahustist ja temas lahustunud mittelenduvast ainest. Lahjendatud lahuste üldiste omaduste all mõistetakse neid lahjendatud lahuste omadusi, mis sõltuvad lahustist, kuid ei sõltu lahustunud aine omadustest. Raoult'i seadus: Mittelenduva aine lahjendatud lahuse aururõhk p on võrdne lahusti aururõhuga lahuse kohal. 0X
lahustumatud soolad ja toimub ka seostumine vee molekulidega.Need protsessid erinevad üksteisest sellepoolest, et molekulaarsete ühendite korral toimub reaktsioon happe ja vee molekulide vahel. 6.Millised osakesed esinevad a) tugevate, b) nõrkade, c)mitteelektrolüütide lahustes? Millised osakesed esinevad a) tugevate- ainult ioonid.b) nõrkade- ioonid kui ka molekulid. c)mitteelektrolüütide lahustes- ainult molekulid. 7.Mis on elektrolüüdi dissotsiatsiooniaste? Mida see näitab? Kuidas seda leitakse?Elektrolüüdi dissotsiatsiooniaste on suurus,mis iseloomustab elektrolüütilise dissotsiatsiooni ulatust e.kui palju molekule laguneb ioonideks.tähis alfa =N(ioonideks lagunenud molekulid) korda 100%jagada N(kogu molekulide arv) Kõige väiksem väärtus on null(mitteelektrolüüt) ja kõige suurem väärtus on 100( tugevad elektrolüüdid) 8. Millised on dissotsiatsiooniastme väärtus mitteelektrolüütide ja erineva tugevusega
molekulid Na+ ja Cl- ioonide vahele ja lammutavad kristallivõre laiali. Vee molekulidel on 2 poolust vesinik on + ja hapnik on - Positiivse osaga (H) on vee molekulid pööratud Cl- ioonide poole ja negatiivse osaga (O) Na+ ioonide poole. Toimub ioonide seostumine vee molekulidega ehk ioonide hüdratatsioon (hüdraatumine). Erinevad ained lagunevad ioonideks erinevalt. Seda saab arvuliselt iseloomustada sellise suurusega nagu DISSOTSIATSIOONIASTE (ehk DISSOTSIATSIOONIMÄÄR) Dissotsiatsiooniaste näitab, mitu % on aineosakesi lagunenud ioonideks Tähistatakse ( alfa) Ioonideks lagunenud elektrolüüdi hulk = *100% Lahustunud elektrolüüdi hulk Kui >30% , siis on tegemist tugeva elektrolüüdiga ( leelised, tugevad happed nagu HCl, H2SO4, HNO3, HBr, HI ja soolad) Kui on 3-30% siis on keskmise tugevusega elektrolüüt (fosforhape) Kui <3% , siis on nõrk elektrolüüt ( vees mittelahustuvad alused, süsihape,
krüoskoopiline määramine Üliõpilase nimi ja eesnimi : Õpperühm: Töö teostamise Kontrollitud: Arvestatud: kuupäev: Töö ülesanne Töös tuleb mõõta vee ja teadaoleva kontsentratsiooniga elektrolüüdi vesilahuse külmumistemperatuurid. Lahuse külmusmistemperatuuri langusest arvutan isotoonilisusteguri, kusjuures nõrga elektrolüüdi puhul tuleb arvutada ka dissotsiatsiooniaste, tugeva elektrolüüdi puhul aga osmoositegur. Minu konkreetne tööülesanne oli: Määrata KNO3 isotoonilisustegur, mõõtes tema 8% vesilahuse külmumistemperatuuri. Arvutada lahuse osmoositegur. Katse käik Jahutamiseks kasutatakse laboratoorsetel pooljuhtidel töötavat mikrojahutit. Temperatuuri mõõtmiseks kasutatakse termopaari, mis tuleb sukeldada mõõdetavasse lahusesse. Termopaar koosneb kahest metalltraadist, millel on kaks ühenduskohta. Üks ühenduskoht tuleb sukeldada
ioon-ioon tüüpi vastasmõjudega lahuses. Nõrkadele elektrolüütidele Kohlrauschi seadus ei kehti. Eristatakse elektrolüüdi (CH3COOH lahus) molaarse juhtivuse mõistet (), mida kasutatakse vaid binaarsete elektrolüütide iseloomustamiseks ning ioonide (CH 3COO või H+) molaarse juhtivuse ( j ) mõistet. = ( ++ + ) kus + , dissotsiatsioonil tekkivate katioonide ja anioonide arv (CaCl 2: + = 1, = 2) dissotsiatsiooniaste 0 = ++0 + 0 /lahuse lahjendamisel 1/ Tugevate elektrolüütide lahustes = 1 ja / 0 = e. Nõrkade elektrolüütide lahustes, kus vastasmõju puudub e = 1. Nende lahuste korral / 0 = . See võimaldab leida elektrijuhtivuse mõõtmise teel dissotsiatsiooniastet ja selle alusel dissotsiatsioonikonstanti K c. = / 0 2 CM Kc 1 2 C Kc 0 ( 0 ) Töö käik Aparatuur
soojeneda, kumma puhul jahtuda? 2.2 Kaaliumhüdroksiidi lahustumisel lahus soojeneb. Kumb protsess on sealjuures ülekaalus: kas kristallivõre lõhkumine või hüdraatumine? 2.3 Millised järgmistest ainetest esinevad vesilahuse enamasti ioonidena, milliste puhul on aga ülekaalus molekulid: alumiiniumkloriid, süsihape, väävelhape, lämmastikhape, LiOH? 2.4 Kummas veekogus eelistaksid jalgupidi olla, kui välk veekogusse sisse lööb: kas meres või järves? 3. Dissotsiatsiooniaste Kuna molekulaarsete ainete võivad laguneda vesilahuses kas osaliselt või täielikult on sisse toodud dissotsiatsiooniastme mõiste, kus = ioonideks dissotseerunud molekulide arv · 100 % lahustatud aine molekulide üldarv Dissotsiatsiooniaste sõltub lahuse kontsentratsioonist, see kasvab lahuse lahjendamisel tuntavalt. Näide: Kui 100-st lahustatud happe molekulist oli ioonideks lagunenud 50 molekuli, siis = 50/100· 100% = 50%
Füüsikalise keemia õppetool FK laboratoorne töö nr.19 ZELANTIINI ISOELEKTRILISE TÄPI OPTILINE MÄÄRAMINE Töö eesmärk. Zelatiini lahuse isoelektrilise täpi määramine hägususe pH-st sltuvuse järgi. Teoreetilised alused: AMFOTEERSE POLÜELEKTROLÜÜDI ISOELEKTRILISE TÄPI MÄÄRAMINE Polüelektrolüüdid dissotseeruvad vees ja teistes polaarsetes lahustites tänu nende koostises leiduvatele ionogeensetele rühmadele. Dissotsiatsiooniaste sltub pH-st ja lahuse ioonkoostisest. Dissotsiatsiooniastme kasvades kasvavad ka samanimeliselt laetud rühmade vahelised tukejud makromolekulis, mistttu oluliselt muutuvad molekulide konformatsioonid lahuses. Algselt kerakskeerdunud ahelad sirgenevad. Koos sellega kasvavad molekulide efektiivsed mtmed ja muutuvad lahuste füsikokeemilised omadused. Näiteks kasvab viskoossus ja muutub valguse hajutamise intensiivsus. Dissotsiatsiooniastme
seotud ioon-ioon tüüpi vastasmõjudega lahuses. Nõrkadele elektrolüütidele Kohlrauschi seadus ei kehti. Eristatakse elektrolüüdi (CH3COOH lahus) molaarse juhtivuse mõistet (), mida kasutatakse vaid binaarsete elektrolüütide iseloomustamiseks ning ioonide (CH3COO või H+) molaarse juhtivuse ( j ) mõistet. = ( + + + ) kus + , dissotsiatsioonil tekkivate katioonide ja anioonide arv (CaCl2: + = 1, = 2) dissotsiatsiooniaste 0 = + +0 + 0 /lahuse lahjendamisel 1/ Lahuse ekvivalentjuhtivuse suhe piirilisse ekvivalentjuhtivusse võrdub elektrolüüdi dissotsiatsiooniastme ja elektrijuhtivuse teguri e korrutisega. Elektrijuhtivuse tegur e näitab ioonidevahelise mõju tugevust. = fe 0 Tugevate elektrolüütide lahustes = 1 ja / 0 = e. Nõrkade elektrolüütide lahustes, kus vastasmõju puudub e = 1. Nende lahuste korral / 0 = . See võimaldab leida
(esineb lahuses nii molekulide kui ka ioonidena). Nõrgad elektrolüüdid on eelkõige nõrgad happed ja nõrgad alused. Tugev elektrolüüt - Tugev elektrolüüt on elektrolüüt, mis vesilahuses laguneb täielikult ioonideks. Tugevad elektrolüüdid on soolad, tugevad happed ja alused (leelised). Dissotsiatsioon - dissotsiatsioon tähendab mingi välisteguri mõjul molekulide lagunemist väiksematest molekulideks või teisteks väiksemateks osadeks. Dissotsiatsioonimäär - Dissotsiatsiooniaste ehk dissotsiatsioonimäär on dissotsieerunud molekulide arvu ja molekulide üldarvu suhe. Lahuste puhul näitab dissotsiatsiooniaste, kui suur osa lahustunud aine molekulidest on jagunenud ioonideks. Lahuse lahjendamisel dissotsiatsiooniaste suureneb. Ioon - Ioon on aatom või molekul, mis on kaotanud (või juurde saanud) ühe või mitu valentselektroni, mis annab talle positiivse või negatiivse elektrilaengu. Positiivse elektrilaenguga
2 0,05 2,59*100 0,1271 2,543 6,287 2,109 3 0,1 2,06*100 0,1598 1,598 3,953 1,627 Keskmine: 1,897 Arvutused: näitena on toodud arvutuskäik, kui C=0,1n 1) Lahuse erijuhtivus S/m 2) Lahuse ekvivalentjuhtivus 3) Dissotsiatsiooniaste (nõrkade elektrolüütide korral f=1) 4) Näiline dissotsiatsioonikonstant Näiliste dissotsiatsioonikonstantide keskmine Katsevea arvutus: Käsiraamatus on metaanhappe dissotsiatsiooni konstant K=1,772 · 10 -4 , seega on minu leitud tulemuse suhteline viga 107-100=7% Järeldus ja hinnang:
seotud ioon-ioon tüüpi vastasmõjudega lahuses. Nõrkadele elektrolüütidele Kohlrauschi seadus ei kehti. Eristatakse elektrolüüdi (CH3COOH lahus) molaarse juhtivuse mõistet (), mida kasutatakse vaid binaarsete elektrolüütide iseloomustamiseks ning ioonide (CH3COO või H+) molaarse juhtivuse ( j ) mõistet. = ( + + + ) kus + , dissotsiatsioonil tekkivate katioonide ja anioonide arv (CaCl 2: + = 1, = 2) dissotsiatsiooniaste 0 = + +0 + 0 /lahuse lahjendamisel 1/ Lahuse ekvivalentjuhtivuse suhe piirilisse ekvivalentjuhtivusse võrdub elektrolüüdi dissotsiatsiooniastme ja elektrijuhtivuse teguri e korrutisega. Elektrijuhtivuse tegur e näitab ioonidevahelise mõju tugevust. = fe 0 Tugevate elektrolüütide lahustes = 1 ja / 0 = e. Nõrkade elektrolüütide lahustes, kus vastasmõju puudub e = 1. Nende lahuste korral / 0 = . See võimaldab leida elektrijuhtivuse
Kuna Kh,1 << kui Kh,2, Kh,2, siis võime põhimõtteliselt lahuse ligikaudse kontsentratsiooni määrata lahuse pH järgi. Samas põhjustab siin väike muutus pH näidus suure vea kontsentratsioonis. Seetõttu on usaldusväärsem arvutada fosforhappe kontsentratsioon kasutades tiitrimist. Tiitrimisel KOH lahusega peaks teoreetiliselt tiitrimiskõveral olema kolm potentsiaalihüpet vastavalt igale dissotsiatsiooniastmele. Kuna tiitrimisel esineb tugev lahjenemine ja kolmas dissotsiatsiooniaste on väga väike, siis tavaliselt esineb kõveral vaid kaks hüpet. Praktikas kasutatakse tiitrimist esimese lõpp-punkti määramisega H3PO4 + KOH = KH2PO4 + H2O Töö käik. Määratakse kontsentreeritud fosforhappe kontsentratsioon. Selleks tuleb lahjendada fosforhapet 100 korda. (Võtta 2,5 cm3 konts. fosforhapet ja viia 250 cm3 mõõtekolbi, mis täidetakse selle järel dest. veega mõõtjooneni.) Kolb suletakse korgiga ja loksutatakse korralikult lahus segamini
Dissotsiatsioon on keemiliste ühendite või molekulide lagunemine ioonideks, aatomiteks või lihtsamateks molekulideks. Dissotsiatsioon sõltub: temperatuurist; lahuse kontsentratsioonist. Dissotsiatsiooniastet mõjutavad tegurid 1. Lahuse kontsentratsioon Lahuse lahjendamisega vähendatakse tekkinud ioonide kokkupuute võimalust. Mida lahjem lahus, seda suurem α. Mida suurem on kontsentratsioon, seda väiksem on dissotsiatsiooniaste α. 2. Temperatuurist – mida kõrgem temperatuur, seda kõrgem α 3. Lahusti iseloom Mida suurem on lahusti molekulide polaarsus, seda enam ta nõrgendab ioonilisi sidemeid 4. Elektrolüüdi omadustest 5.Samanimelisi ioone sisaldava elektrolüüdi lisamine Elektrolüüdid – ained, mille vesilahused sisaldavad ioone– Kuna ioonid on laengukandjad, siis juhivad elektrolüütide lahused elektrivoolu .Ioonilise ja tugevalt polaarse kovalentse sidemega
1 0,1927 160 0,2023 1,05010-3 0,02596 1,33310-4 4 2 0,0964 185 0,1749 1,81510-3 0,04488 2,14910-4 9 3 0,0482 285 0,11359 2,35710-3 0,05828 1,73810-4 Lahuse elektrijuhtivuse saan arvutada valemist Seega Ekvivalentjuhtivuse valem on Dissotsiatsiooniaste arvutatakse vastavalt valemile . Kuna HCOOH on nõrk elektrolüüt, siis f=1, ning Näilise dissotsiatsioonikonstandi valem on Seega Näiliste dissotsiatsioonikonstantide keskmine: Käsiraamatu järgi on HCOOH näiline dissotsiatsioonikonstant KHCOOH=1,77210-4 Järeldus ja katse viga Katse tulemusel saadud näiline dissotsiatsioonikonstant erineb käsiraamatust saadud dissotsiatsioonikonstandist vähesel määral. Katse viga on väike: 1,806%. Katse sooritamisega
Need võrrandid peavad olema tasakaalus ja laengute summa peab olema 0. Aluste dissotsiatsioonil tekivad alati hüdroksiidioonid OH-: NaOH Na+ + OH- Ba(OH)2 OH- + BaOH+ 2OH- + Ba2+ Hapete dissotsiatsioonil tekivad alati vesinikioonid H+: HCl H+ + Cl- H2SO4 H+ +HSO4- 2H+ +SO42- Soolade dissotsiatsioonil tekivad positiivsed metalliioonid ja negatiivsed happeanioonid: K2SO4 2 K+ + SO42- Al2(SO4)3 2Al3+ +3SO42- Dissotsiatsiooniaste (dissotsiatsioonimäär) näitab, kui suur osa lahustunud aine molekulidest on lagunenud ioonideks. Dissotsiatsiooniastet väljendatakse tavaliselt kümnendmurruna, kuid võib kasutada ka protsenti. Cd cd - ioonideks dissotsieerunud molekulide kontsentratsioon = ------- C c molekulide üldkontsentratsioon Hapete, aluste ja soolade osalusel toimuvad reaktsioonid on ioonidevahelised reaktsioonid, mida väljendavad ioonvõrrandid
pipeteerida lahus juhtivusnõusse. Katseandmed A. Elektroodide konstandi määramine: mõõdetud takistus 0,02 n KCl lahusega 1) 116,1 . 2) 116,0 ; 0,02 n KCl erijuhtivus (temperatuuril 25 °C) 0,2767 Cm/m (võetakse tabelist); nõu konstant B. Nõrga elektrolüüdi lahus: Elektrolüüt HCOOH Piiriline ekvivalentjuhtivus (käsiraamatust) 1) Lahuse erijuhtivus 2) Lahuse ekvivalentjuhtivus 3) Dissotsiatsiooniaste (nõrkade elektrolüütide korral f=1) 4) Näiline dissotsiatsioonikonstant Jrk Lahuse Mõõdetud Elektri- Ekvivalent- Dissotsiat- Näiline nr. normaalne takistus juhtivus juhtivus siooniaste dissotsiat- kontsentratsioon siooni- S m2 konstant
Aluste dissotsiatsioonil tekivad alati hüdroksiidioonid OH-: NaOH → Na+ + OH- Ba(OH)2 → OH- + BaOH+ ↔ 2OH- + Ba2+ (astmeline) Hapete dissotsiatsioonil tekivad alati vesinikioonid H+: HCl → H+ + Cl- H2SO4 → H+ +HSO4- ↔ 2H+ +SO42- (astmeline) Soolade dissotsiatsioonil tekivad positiivsed metalliioonid ja negatiivsed happeanioonid: K2SO4 → 2 K+ + SO42- Al2(SO4)3 → 2Al3+ +3SO42-( puudub astmeline diss) Dissotsiatsiooniaste (dissotsiatsioonimäär) � näitab, kui suur osa lahustunud aine molekulidest on lagunenud ioonideks. Dissotsiatsiooniastet väljendatakse tavaliselt kümnendmurruna, kuid võib kasutada ka protsenti. Cd cd - ioonideks dissotsieerunud molekulide kontsentratsioon α = ------- C c – molekulide üldkontsentratsioon Hapete, aluste ja soolade osalusel toimuvad reaktsioonid on
2 0,05 259 0,1271 2,543 6,287 2,109 3 0,025 385 0,0855 3,421 8,459 1,954 Keskmine: 1,897 Joonis Arvutused on tehtud MS Excelis; ümardasin tulemused pareminiloetavaks MS Word'is ARVUTUSKÄIK (tabeli esimese rea alusel) 1) Lahuse erijuhtivus S/m 2) Lahuse ekvivalentjuhtivus 3) Dissotsiatsiooniaste (nõrkade elektrolüütide korral f=1) 4) Näiline dissotsiatsioonikonstant Näiliste dissotsiatsioonikonstantide keskmine Käsiraamatus on metaanhappe dissotsiatsiooni konstant K=1,772 · 10-4 Suhteline viga KOKKUVÕTE Katseviga tuli päris väike, mis tähendab, et lahjendused olid õigesti tehtud ja antud meetodit saab kasutada aine dissotsiatsioonikonstandi määramiseks.
alusel elektrijuhtivus lahuse lõpmatul lahjendusel nn. piiriline molaarne elektrij korral arvutatakse dissotsiatsiooniastmed ja dissotsiatsioonikonstant. Teooria Dissotsiatsioonikonstant (tähis Kd või K) on suurus, mis näitab elektrolüüdi tugevust. M vähem on lahuses ioone molekulidega võrreldes), seda nõrgem on elektrolüüt. Dissots temperatuurist ja elektrolüüdi iseloomust, kuid ei sõltu kontsentratsioonist. K= (a2*C)/(1-a) K - dissotsiatsioonikonstant a - dissotsiatsiooniaste C - lahuse konsentratsioon Töövahendid. Vahelduvvoolusild P-38 ja juhtivusnõu või juhtivusmõõtja MC226, vesitermosta mõõtekolvid, pipetid. Töö käik. Töös kasutatakse elektrolüüdilahuse elektrijuhtivuse määramiseks juhtivusnõu valatud elektrolüüdilahuse takistuse mõõtmiseks vahelduvvoolusilda P-38. Variant 1: mõõtmine juhtivusmõõtja MC226 abil Lahuste kontsentratsiooni määrab praktikumi juhendaja. Lahused valmistataks
juhtivusveega. FK15 katseandmed: A. Nõu konstandi määramine mõõdetud takistus 0,02 n KCl lahusega R=137 0,02 n KCl erijuhtivus käsiraamatust (KCl)=0,2767 S/m juhtivusnõu konstant: K = * R K= 0,2767 S/m * 137 = 37.9079 m-1 B. Uuritav elektrolüüt piimhape 0- = 35.8 Sm2/gekv x 10-4 0+ = 349,8 Sm2/gekv x 10-4 (käsiraamatust) Jrk Lahuse Mõõdetud Elektrijuhtivus Ekvivalentjuhtivus Dissotsiatsiooniaste Näiline dis. nr normaalne takistus , S/m , Sm2/gekv konstant konts n R, K 0 0,4 95 0,399 0,998x10-3 0,026 2.78 *10-4 -3 1 0,2 130 0,292 1.46 x 10 0,038 3.0 * 10-4
alkoholid). Seda ioonideks jagunemise protsessi nimetatakse elektrolüütiliseks Lahuse aururõhk. dissotsiatsiooniks. Dissotsiatsiooni ulatust iseloomustab dissotsiatsiooniaste () - ioonideks Eksperimendid näitavad, et kui lahustunud aine on mittelenduv (näit. suhkur), siis on lagunenud (e. ioniseerunud) molekulide (valemühikute) arvu suhe üldisesse lahuses lahuses oleva lahusti aururõhk alati väiksem puhta lahusti aururõhust. olevate molekulide (valemühikute) arvusse
1 0,0834 665 0,0476 5,707*10-4 0,0116 1,141*10-5 2 0,1668 460 0,0688 4,125*10-4 0,0084 1,189*10-5 3 0,2501 380 0,0833 3,331*10-4 0,0068 1,160*10-5 Lahuse erijuhtivus: 1=K/R=31,659/665=0,0476 2=0,0688 3=0,0833 Lahuse ekvivalentjuhtivus: 1 = =0,0476/(1000*0,0834)=5,707*10-4 1000n 2=4,125*10-4 3=3,331*10-4 Dissotsiatsiooniaste: = f => f=1=> = 0 0 1=5,707*10-4/0,04907=0,0116 2=0,0084 3=0,0068 Näiline dissotsiatsioonikonstant: 2c Kd= 0 (0 - ) K1=(5,707*10-4)2* 0,0834/(0,04907(0,04907-5,707*10-4))=1,141*10-5 K2=1,189*10-5 K3=1,160*10-5 Keskmine dissotsiatsioonikonstant: 1,163*10-5 Kirjanduse andmetetel dissotsiatsioonikonstant: 1,754*10-5 Viga: p=100%-(1,163*10-5/1,754*10-5)*100%=33,69% Järeldus:
1. 0,212 385 0,0906 4,274*10-4 0,01094 2,565*10-5 2. 0,106 540 0,0646 6,084*10-4 0,0156 2,62*10-5 3. 0,053 760 0,0459 1,1740 0,02215 2,66*10-5 Keskmine 2,615*10-5 Arvutuste käik on näha 1 veeru kohta. 1) Lahuse erijuhtivus 2) Lahuse ekvivalentjuhtivus 3) Dissotsiatsiooniaste (nõrkade elektrolüütide korral f=1) 0,01094 4) Näiline dissotsiatsioonikonstant Käsiraamatus on äädikhappe K=1,754 · 10-5 Suhteline viga Järeldused tööst ja hinnang tulemustele: Nagu arvutustest näha siis viga on üpris suur- 49,08%. Võimalik, et lugesin mingeid näite valesti. Arvutused kontrollisin üle, kuid sealt viga ei leidnud
5 0,042 980 0,032 0,772 · 10-4 19,761 · 10-4 1,631 · 10-6 5,047 · 10-6 Tabeli arvutused on tehtud MS Excelis ning selles tabelis ümardatud. Näitan arvutuskäigu tabeli esimese veeru alusel: 1) Lahuse erijuhtivus 2) Lahuse ekvivalentjuhtivus 3) Dissotsiatsiooniaste (nõrkade elektrolüütide korral f=1) 4) Näiline dissotsiatsioonikonstant Näiliste dissotsiatsioonikonstantide keskmine Käsiraamatus on äädikhappe K=1,754 · 10-5 Suhteline viga Kokkuvõte Nagu arvutustest näha siis viga on väga suur, mis on endalegi üllatuseks. Ei oska öelda, mis nii valesti läks. Võimalik, et lugesin mingeid näite valesti. Arvutused kontrollisin mitu korda
Vaht keemias pihussüsteem, kus tahkesse ainesse või vedelikku on pihustatud/pihustunud gaasi. Vee karedus lahustunud kaltsiumi- või magneesiumiühendite sisaldus looduslikus vees. Elektrolüütiline dissotsiatsioon ainete jagunemine ioonideks lahustumisel polaarses lahustis. Elektrolüüt aine, mis lahustumisel või sulamisel jaguneb täielikult või osaliselt ioonideks ja juhib elektrit. Dissotsiatsioonimäär ekh dissotsiatsiooniaste on dissotsieerunud molekulide arvu ja molekulide üldarvu suhe. Mittepolaarne aine mittepolaarsetest molekulidest koosnev aine. Polaarne aine polaarsetest molekulidest koosnev aine. Iooniline aine ioonilise kristallivõrega aine, milles osakesed on seostunud ioonilise sidemega. Elektrolüüdi lahus juhib elektrivoolu. Lahuse elektrijuhtivus Hape keemiline aine, mis vesilahustes dissotsieerudes annab lahusesse vesinikioone ehk loovutab vesinikioone ekh prootoneid.
Kuna vesilahustes viibivad ioonid pidevalt korrapäratus liikumises, on täiesti võimalik, et elektrolüüdi dissotsieerumisel tekkinud erinimeliselt laetud osakesed satuvad niivõrd lähestikku, et nad ühinevad ja moodustavad taas lahustunud aine molekuli. Viimast nähtust tähistatakse terminiga molarisatsioon. Dissotsiatsiooni ja molarisatsiooni tulemusena tekib elektrolüüdi lahuses teatud vahekord ioonide ja dissotsieerumata molekulide vahel. Seda vahekorda iseloomustab dissotsiatsiooniaste, mis väljendab suhet ioonideks lagunenud molekulide ja lahustunud aine molekulide üldarvu vahel: V. Ööpik Sissejuhatus spordibiokeemiasse I pt. 9 ioonideks dissotsieerunud molekulide arv α= x 100% lahustunud aine molekulide üldarv
nr. kontsentratsioon takistus n R, , S/m , Sm2/gekv 1 0,1 206 0,1598412621 0,0015984126 2 0,05 259 0,1271324324 0,0025426486 3 0,025 385 0,0855254545 0,0034210182 32,9273 suhteline viga l 0,04044 Dissotsiatsiooniaste Näiline dis. konstant K 0,0395255347 0,0001626558 0,0628745957 0,0002109224 0,0845949105 0,0001954408 Keskmine: 0,000189673 7,0389417313 Elektrood Molaalsus Aktiivsustegur Aktiivsus Normaalpotentsi aal m ± a± 0
Vesinikeksponent- ehk vesinikueksponent ehk pH on negatiivne logaritm lahuse vesinikioonide kontsentratsioonist pH näitab lahuse happelisust. Lahuse pH -väljendab vesinikioonide sisaldust lahuses. 69. Tugevad ja nõrgad elektrolüüdid. Kõik elektrolüüdid ei jagune vesilahuses ioonideks ühesugusel määral on elektrolüüte, mis jagunevad täielikult ioonideks, kui on ka selliseid, mis jagunevad ioonideks ainult osaliselt. Dissotsiatsiooniaste ehk dissotsiatsioonimäär on dissotsieerunudmolekulide arvu ja molekulide üldarvu suhe. Tihti väljendatakse seda protsentides (%). Lahuste puhul näitab dissotsiatsiooniaste, kui suur osa lahustunud aine molekulidest on jagunenud ioonideks. Lahuse lahjendamisel dissotsiatsiooniaste suureneb. Selle alusel jagatakse elektrolüüdid: Tugevateks, kui suurem kui 30 % Keskmise tugevasega, kui = 3-30% Nõrkadeks, on alla 3%
a) Atmosfääris, kui õhk on küllastunud veega (RH=100%). b) kui tegemist on puhta vee ja normaalrõhuga Vee difusioon läbi akvaporiinide on kiirem/aeglasem/võrdne kui läbi membraani lipiidse kaksikkihi Kirjutage Van’t Hoffi võrrand Yp = - iCRT C - molaalne kontsentratsioon (moolide arv kg lahusti s.t vee kohta); R - gaasikonstant (8.3 Pa m3 mool K-1); T- temperatuur Kelvini kraadides °С = K−273,15 i - isotooniline koefitsient i = 1+a(n-1) a - dissotsiatsiooniaste (sõltub kontsentratsioonist) n - dissotsieerumisel moodustuvate ioonide arv Milline kasu võiks taimel olla kavitatsiooni toimumisest? Põua korral on abiks kuna kui juhtsooned enam vett ei juhi, siis transpiratsioon ei saa nii aktiivselt toimuda. Juurerõhu suurus ja tekkimise põhjus taimedes 0,1Mpa. Mullalahuses olevad ioonid liiguvad koos veega taime juurte apoplasti ja endo- ja eksodermi tasandil aktiivselt sümplasti. Sümplasti plasmodesme mööda võivad ioonid liikuda
Dielektriline konstant. Dielektriline konstant on suurus, mis näitab, mitu korda vastastikused tungid kahe laengu vahel on antud keskkonnas väiksemad kui vaakumis. Dielektrilisi konstante: Vesi 70...80; Sipelghape 58; Etanool 27; Kloroform 5,1; Bensool 2,3; 246 ja seda iseloomustab dissotsiatsiooniaste. Dissotsiatsiooni ulatust iseloomustab dissotsiatsiooniaste (a) ioonideks lagunenud (e. ioniseerunud) molekulide suhe üldisesse lahuses olevate molekulide arvusse Sageli väljendatakse dissotsiatsiooniastet ka protsentides (a× 100%) 247 Isotooniline tegur osmootse rõhu valemis osakeste reaalne arv lahuses - i p= iCM RT (van`t Hoff 1887) pV = inRT
dissotsiatsiooniks. Elektrolüütide lahustumisel vees jagunevad molekulid vastasnimeliselt laetud osakesteks – ioonideks. Et lahuses on liikuvad laenguga osakesed, juhivad sellised lahused elektrit, mistõttu tekib elektrivool. Seda ioonideks jagunemise protsessi nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks. Elektrolüütiline dissotsiatsioon on lahustunud aine ja polaarse lahusti vastastiktoime tulemus. Dissotsiatsioonimäär - Elektrolüütilise dissotsiatsiooni ulatust iseloomustav dissotsiatsiooniaste ehk ioonideks lagunenud molekulide arvu suhe lahuses olevate molekulide üldarvusse. Dissotsiatsioonikonstant (tähis Kd või K) on suurus, mis näitab elektrolüüdi tugevust. Nõrgad elektrolüüdid dissotsieeruvad pöörduvalt ning nende lahustes on ioonid tasakaalus ioniseerumata molekulidega. Kuna lahuses on ioone vähe, siis on ka nende lahuste elektrijuhtivus väiksem. Dissotsiatsiooniaste sõltub lahuse kontsentratsioonist ja temperatuurist.
· H2SO4 H+ + HSO4- · HSO4- H+ + SO42- Alused: · NaOH Na++ OH- Soolade: · K + NaCL + H2O · 2K + 2H2O 2KOH+ + H2 12.Hapete, aluste ja soolade iseloomustus dissotsiatsiooniteooria alusel Näited NaCl Na + + Cl - Näited: Ba (OH ) 2 Ba 2+ + 2OH - H 2 SO4 2 H + + SO42- 13.Ainete valemite koostamine lahustuvustabeli alusel. Näited Kerge.. Võtad lahustuvus tabelist kaks ainet ja paned kokku: nt. Na2CO3 CuSO3 Al2 ( SO4 )3 14.Elektrolüüdi dissotsiatsiooniaste. Tugevad ja nõrgad elektrolüüdid Näited. Dissotsiatsiooni astmeks nim ioonideks dissotseerunud molekulide arvu (N d) ja lahusesse viidud elektrolüüdi Nd molekulide koguarvu (N) suhet = Tugevatel elektrolüütidel alfa väärtus on lähedane 100-le %, Nõrgad N elektrolüüdid on 3-5 % Nt: Tugevad: Vesinikkloriidhape (90÷95); Väävelhape (60) Nõrgad: Etaanhape (1,5); Süsihape (0,02) 15
1. Elektrolüütiline dissotsiatsioon. Elektrolüütide lahustumisel vees jagunevad molekulid vastasnimeliselt laetud osakesteks ioonideks. Et lahuses on liikuvad laenguga osakesed, juhivad sellised lahused elektrit, mistõttu tekib elektrivool. Seda ioonideks jagunemise protsessi nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks. Elektrolüütiline dissotsiatsioon on lahustunud aine ja polaarse lahusti vastastiktoime tulemus. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni ulatust iseloomustab dissotsiatsiooniaste ehk ioonideks lagunenud (ioniseerunud) molekulide (valemühikute) arvu suhe lahuses olevate molekulide (valemühikute) üldarvusse. Nõrgad happed jagunevad ainult osaliselt ioonideks elektrlüütilises dissotsiatsiooni lahuses. Vähelahustuvate ainete puhul laguneb aine osaliselt ioonideks. 2. Tugevad ja nõrgad elektrolüüdid. Tugevad elektrolüüdid lahustuvad hästi, dissotsieeruvad täielikult ioonideks (KOH, KCl, NaNO³)
Vees) ja selle käigus katkevad molekulide kõige polaarsemad sidemed. Elektrolüüdid - ühendid, milles aatomid on seotud ioonil. või tugevalt polaarse keemil. Sidemega. Jagatakse 1) sümmeetrilisteks ja ebasümmeetrilisteks 2) dissotsiatsiooniastme alusel (iseloomustab dissotsiatsiooni määra) Nõrgad elektrolüüdid - molekulid ei ole lahuses täielikult dissotsieerunud; pöörduv protsess. W. Ostwaldi lahjendusseadus: lahuse lahjendamisel suureneb elektrolüüdi dissotsiatsiooniaste (nõrga elektrolüüdi dissotsiatsioon ioonideks on seda täielikum, mida lahjem on lahus) Tugevad elektrolüüdid - Tugevate elektrolüütide lahused koosnevad ainult ioonidest. OM: Hea elektrijuhtivus, mis kõrgetel kontsentratsioonidel väheneb Ioontugevuse reegel - Ühesuguse laenguarvuga ioone moodustavate elektrolüütide korral on ühesuguse ioontugevusega lahjendatud lahustel ka ühesugune aktiivsustegur Lahustuvuskorrutis (K 1) - Rasklahustuva elektrolüüdi küllastunud
[ ] — tasakaaluline kontsentratsioon Dissotsiatsioonikonstant on antud elektrolüüdile iseloomulik suurus, saab vaadata käsiraamatust. Sõltub vaid temperatuurist ja elektrolüüdi omadustest; ei sõltu kontsentratsioonist. Mida suurem on Kd, seda suurem on ioonide suhteline kontsentratsioon lahuses. Tema ulatust iseloomustatakse dissotsiatsiooniastmega (α). α = Ni α = Ci N C 0≤α≤1 α — dissotsiatsiooniaste Ni — dissotsieerunud molekulide arv N — kõigi lahustunud elektrolüüdi molekulide arv Ci — elektrolüüdi dissotsieerunud osa kontsentratsioon C — elektrolüüdi üldkontsentratsioon [Kt+] = [An‾] = Ci → Ci = α · C [KtAn] = C – Ci = C – 2C = (1 – α) · C Saame: Kd = α² · C 1–α Väga nõrga elektrolüüdi puhul (α ≤ 0,05 ehk 5%) võime lugeda, et (1 – α) = 1 ja saame:
Aktiivne kloor = aktiivne vabakloor + aktiivne seotud kloor. Vaba kloor : seotud kloor =2:1 . Vaba ja seotud kloori summaarne hulk. Seotud kloori ei tohiks olla rohkem kui kolmandik kogukloorist. [3] Kloori lisamisel vette toimub selle hüdrolüüs, mille tulemusel tekib hüpokloorishape Cl2 + H2O _ HClO + HCl kusjuures pH>4 korral Cl hüdrolüüsub praktiliselt täielikult. HClO dissotsieerumisel moodustub hüpokloriitioon HClO _ H+ + ClOHClO dissotsiatsiooniaste sõltub pH-st, pH_4 korral dissotseerumist ei toimu, pH_11 puhul dissotsieerub praktiliseelt kogu HClO. Teistel andmetel (Karu, 1988) toimub neutraalses ja leeliselises keskkonnas HClO dissotseerumine vastavalt võrrandile HClO _ HCl + O, kus tekkiv atomaarne hapnik on tugevate oksüdeerivate omadustega. Kui vees on ammoniaaki või ammooniumi sooli, reageerib HClO nendega, moodustades mono- ja dikloroamiine HClO + NH3 _ NH 2Cl + H2 O HClO + NH2Cl _ NHCl2 + H2 O [4]
tasakaalureaktsioon +¿+B¿ . lagunemisel tekkivate ioonide arv. AB A ¿ Tugevate elektrolüütide lahused Tugevate elektrolüütide dissotsiatsioon on täielik nende Dissotsiatsiooniaste ioonideks lagunenud ehk lahused koosnevad ainult ioonidest. Seega ei saa tugevate elektrolüütide lahuste kirjeldamisel võtta üle põhimõtteid dissotsieerunud molekulide arvu Nd ja kõigi nõrkade elektrolüütide lahustest
dissotsiatsioonimäär ja dissotsiatsioonikonstant. Dissotsiatsiooni mõjutavad tegurid. Elektrolüütide lahustumisel vees jagunevad molekulid vastasnimeliselt laetud osakesteks – ioonideks. Et lahuses on liikuvad laenguga osakesed, juhivad sellised lahused elektrit, mistõttu tekib elektrivool. Seda ioonideks jagunemise protsessi nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks. nõrgad elektrolüüdid - lahuses vähesel määral ioonideks jagunenud Dissotsiatsiooniaste ehk dissotsiatsioonimäär on keemias dissotsieerunud molekulide arvu ja molekulide üldarvu suhe. Dissotsiatsioonikonstant (tähis Kd või K) on suurus, mis näitab elektrolüüdi tugevust. Mõjutavad tegurid: – temperatuurist; – lahuse kontsentratsioonist. 71. Hüdrolüüs. Hüdrolüüsiks nimetatakse keemilist reaktsiooni, mille käigus molekuli keemilised sidemed veega reageerides lõhustuvad. Üldjuhul on hüdrolüüsi näol tegemist aine lagunemisega. 72
Dissotsiooniaste. Tugevad ja nõrgad happed ning alused. Tugevad elektrolüüdid kõik ioonilised ained, nende lahused sisaldavad ainult ioone ja neis ei ole elektrolüüdi molekule, nad dissotseeruvad lahustumisel täielikult.Need on soolad, leelis- ja leelismuldmetallide hüdrooksiidid, anorgaanilised happed.' Nõrgad elektrolüüdid-need on osaliselt dissotseerunud, dissotsatsiooni määr on väiksem kui 5%, eelkõige alused ja happed. 69. Ostwaldi lahjendusseadus. Kui antud happe dissotsiatsiooniaste on a ja molaarne kontsentratsioon Ch (mol/dm3), siis happe dissotsiatsioonikonstant Kh: 71. Happed ja alused. pH. · Happed on ained, mis ioniseeruvad vees, andes vesinikioone: HCl ® H+ + Cl · Alused on ained, mis ioniseeruvad vees, andes hüdroksiidioone: NaOH ® Na+ + OH · Piiratud - käsitlevad vaid vesilahuseid. · Vastavalt hapete ja aluste protolüütilisele teooriale (alusepanija Bronsted, 1879... 1947) on happed ühendid, mis loovutavad prootoneid e
pH jaotusteooria on sellele jätkuks. 8. pH jaotusteooria (raviaine eritumine uriini, raviaine imendumine maos). pH jaotusteooria lähtekohad on: 1.Teooria kehtib siis, kui vaid dissotsieerumata molekulid pääsevad läbi raskukesta 2.Tasakaalu momendil on kontsentratsioonide tasakaal tekkinud dissotsieerumata molekulide fraktsioonis (hulgas) Kuigi ainet on väga palju ei pruugi ta rakumembraani läbida kui tal on väga suur dissotsiatsiooniaste Ph jaotusteooriaga saab seletada kõiki passiivse transpordi liike: imendumine, jaotumine, eritumine. nt raviaine eritumine uriini. Uriini ph = 5,4 (esimese tulba alla) Sõltumatult ph-st tekib erinev arv ioone. Tasakaal tekib siis kui 1=1-> happeline aine eritub sellise pH korral neerudest passiivse tagasihaarde teel halvasti (teise tulba alla) aluseline aine eritub neerude kaudu uriini väga hästi. NB! Plasma pH püsib pidevalt pH=7,4 juures, uriini pH-d saame muuta.
voolutugevuse, juhi otstele rakendatud pinge ja selle ajavahemiku korrutisega. 44. Elektrivool elektrolüüdilahustes ja pooljuhtides Elektrolüütide (näit. alused, happed, soolad) lahustumisel vees jagunevad molekulid vastasnimeliselt laetud ioonideks. Seda ioonideks jagunemise protsessi nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks. NaCl -> Na+ + Cl- NaOH -> Na+ + OH- Elektrolüütilise dissotsiatsiooni ulatust iseloomustab dissotsiatsiooniaste ehk ioonideks lagunenud molekulide arvu suhe lahuses olevate molekulide üldarvusse. Seega on vabadeks laengukandjateks elektrolüüdilahustes positiivsed ja negatiivsed ioonid, mis elektrivälja toimel liiguvad vastassuundades. Voolusuunaks on vastavalt selle definitsioonile positiivsete ioonide liikumissuund. Et kõrgemal temperatuuril kulgeb elektrolüütiline dissotsiatsioon intensiivsemalt, siis on
42. Vee difusioon läbi akvaporiinide on kiirem/aeglasem/võrdne kui läbi membraani lipiidse kaksikkihi (õige variant alla kriipsutada) 43. Kirjutage Van't Hoffi võrrand koos tähiste selgitusega = - iCRT C - molaalne kontsentratsioon (moolide arv kg lahusti s.t vee kohta); R - gaasikonstant (8.3 Pa m3 mool K-1); T- temperatuur Kelvini kraadides i - isotooniline koefitsient i = 1+(n-1) - dissotsiatsiooniaste (sõltub kontsentratsioonist) n - dissotsieerumisel moodustuvate ioonide arv 44. Leida 1M glükoosi lahuse osmootne rõhk kui P=0, R=0,082 L atm/mool K, temperatuur 25oC, i= 1 = - iCRT 45. Milline kasu võiks taimel olla kavitatsiooni toimumisest? Paljudes ringsoonelistes puudes toimub aasta lõpus külmade saabudes kavitatsioon kui õhumullid väljuvad külmuvast veest. Kevadel vedelikusammas nendes soontes ei taastu
temperatuuritegurid erinevad üksteisest. 12.6 Elektrivool elektrolüüdilahustes Elektrolüütide (näit. alused, happed, soolad) lahustumisel vees jagunevad molekulid vastasnimeliselt laetud ioonideks. Seda ioonideks jagunemise protsessi nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks. H 2 SO4 2 H SO42 , NaCl Na Cl , NaOH Na OH Elektrolüütilise dissotsiatsiooni ulatust iseloomustab dissotsiatsiooniaste ehk ioonideks lagunenud molekulide arvu suhe lahuses olevate molekulide üldarvusse. Seega on vabadeks laengukandjateks elektrolüüdilahustes positiivsed ja negatiivsed ioonid, mis elektrivälja toimel liiguvad vastassuundades. Voolusuunaks on vastavalt selle definitsioonile positiivsete ioonide liikumissuund. Et kõrgemal temperatuuril kulgeb elektrolüütiline dissotsiatsioon intensiivsemalt, siis on
ks – ioonideks. Et lahuses on liikuvad laenguga osakesed, juhivad sellised lahused elektrit, mistõttu tekib elektrivool. Seda ioonideks jagunemise protsessi nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks. Elektrolüütiline dissotsiatsioon on lahustunud aine ja polaarse lahusti vastastiktoime tulemus. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni ulatust iseloomustab dissotsiatsiooniaste ehk ioonideks lagunenud (ioniseerunud) molekulide (valemühikute) arvu suhe lahuses olevate molekulide (valemühikute) üldarvusse. Nõrgad happed jagunevad ainult osaliselt ioonideks elektrlüütilises dissotsiatsiooni lahuses. Vähelahustuvate ainete puhul laguneb aine osaliselt ioonideks. Tugevad elektrolüüdid – lahustuvad hästi, dissotsieeruvad täielikult ioonideks (KOH, KCl, NaNO³).
annaabi.ee 
