Tasuta
Faili alla laadimine on tasuta
~ 11 lehte
Lehekülgede arv dokumendis
2016-01-19
Kuupäev, millal dokument üles laeti
18 laadimist
Kokku alla laetud
0 arvamust
Teiste kasutajate poolt lisatud kommentaarid
meigasy
Õppematerjali autor
kasulikku tööd: η = 38 · (–30) · 100 = 40% –2879 Rohkemate vaheprotsesside puhul oleks η suurem aga protsessid aeglased. Praegune vaheastmete arv on optimaalne. ATP süntees on seostatud reaktsioon, mis toimub glükoosi oksüdatsioonil vabaneva energia arvel. II LAHUSED 1. üldseisukohad: 70% inimorganismist on vesi, mis pole puhtal kujul vaid kujutab endast lahust. Seal on lahustunud mitmesugused elektrolüüdid, madalamolekulaarsed orgaanilised ühendid (suhkrud), kõrgmolekulaarsed ühendid, gaasid (O2, N2, CO2). Tänapäeval vaadeldakse lahuseid kui molaarseid ja ioonilisi segusid, kus komponentide vahel esineb keemiline või füüsikaline vastastikune toime. Seisundilt on nad mehaanilise segu ja keemilise ühendi vahepeal. Väga lahjasid (mitteelektrolüüdi) lahuseid võime vaadelda kui mehaanilist segu. Kontsentreeritumates lahustes peame arvestama
kus c on molaarne kontsentratsioon, T absoluutne temperatuur, R universaalne gaasikonstant. Rahvusvahelises ühikute süsteemis (SI) R = 8,314 J/molK või R = 8314 Padm3/molK. Praktikas kasutatakse sageli ka väärtust R = 0,082 dm3atm/molK. Lahuseid, mille osmootsed rõhud samal temperatuuril on võrdsed, nimetatakse isotoonilisteks lahusteks. III. TASAKAALUD ELEKTROLÜÜTIDE LAHUSTES A. Nõrgad ja tugevad elektrolüüdid. Elektrolüüdid on ioonilise või polaarse kovalentse sidemega ühendid, mis lahustumisel polaarsetes lahustites või sulamisel jagunevad ioonideks. Ainete ioonideks jagunemise protsessi nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks. Dissotsiatsiooni üheks kvantitatiivseks iseloomustajaks on dissotsiatsioonimäär. Viimane näitab ioonideks dissotsieerunud molekulide ja lahustunud molekulide koguarvu suhet ja teda tähistatakse -ga
TÜ, Füüsikalise Keemia Instituut Keemia alused. Põhimõisted ja -seaduspärasused IV. Elektrolüütide lahuste tasakaalud 1. Elektrolüütiline dissotsiatsioon Tugev elektrolüüt – esineb lahuses ainult ioonidena; nõrk elektrolüüt – esineb lahuses osaliselt ioonide, osaliselt molekulidena. 2. Nõrgad ja tugevad elektrolüüdid Ostwaldi lahjendusseadus – lahuse lahjendamisel nõrga elektrolüüdi dissotsiatsioonimäär α suureneb. Lõpmatul lahjendusel saab α võrdseks 1-ga. cα 2 K K= ≈ cα 2 , α ≈ 1− α c K – dissotsiatsioonikonstant, c – elektrolüüdi molaarne kontsentratsioon.
Saadud lahuse protsentkontsentratsioon on 4.03%, molaarsus 0.705 mol/dm , molaalsus 0.716 mol/kg H2O, moolimurd 0.0127 Destilleerimisel (isegi mitmekordsel) täielikku lahutamist komponentideks ei saavutata! 5.3. Lahjad elektrolüütide lahused 5.2. Lahjade mitteelektro lüütide lahuste omadusi Elektrolüüdid - ained, mille vesilahused ja/või mis vedelas olekus juhivad elektrivoolu Mitteelektrolüüdid - ained, millede vesilahused ei juhi elektrivoolu. Elektrolüütide lahustumisel vees jagunevad molekulid vastasnimeliselt laetud osakesteks ioonideks. Ka ioonvõrega ained lähevad lahusesse ioonidena. Kuna Mitteelektrolüütide lahustumisel molekulid ioonideks ei jagune
Elektrolüüdid 1. Mõisted: · Elektrolüüdid ained, mis lahuses või sulatatud olekus juhivad elektrit. Tekitavad lahusesse ioone. · Mitteelektrolüüdid ained, mis elektrit ei juhi. · Elektrolüütiline dissotsiatsioon elektrolüütide lahustumisega kaasnev aine osaline või täielik lahustumine ioonideks. · 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. · Hüdraatunud ioonid vee molekulidega ümbritsetud ioonid, nende tekkimisel vabaneb energia.
ELEKTROLÜÜTIDE LAHUSED 1. Elektrolüüdid ja mitteelektrolüüdid Lahuste elektrijuhtivuse alusel võib aineid jaotada 2 liiki: 1) elektrolüüdid hapete, aluste, soolade vesilahused. Elektrolüüdid juhivad elektrivoolu vesilahuses ja sulatatud olekus (kuna sisaldavad vabu laengukandjaid ioone); 2) mitteelektrolüüdid destilleeritud vesi, suhkru, alkoholide ja paljude orgaaniliste ainete vesilahused. Mitteelektrolüüdid praktiliselt ei juhi elektrivoolu (ei ole võimelised vabu ioone moodustama). Elektrolüüdid- ained, mille vesilahused Mitteelektrrolüüdid- ained, mille sisaldavad ioone vesilahused ei sisalda ioone
(pk= -log(K) mida suurem seda püsivam). TASAKAALUD ELEKTROLÜÜTIDE LAHUSTES. Lahustumisprotsess, -soojus HL sõltub kristallvõre lõhkumise entalpiast Hv ja temaga suuruselt ligilähedasest kuid vastasmärgiga solvatatsioonientalpiast Hs. (HL=Hv+Hs). Kuna spontaanse protsessi korral peab Gibbsi vabaenergia muut G (G=H L-T*S) olema negatiivne, siis peab endotermilise lahustumise korral kasvama süsteemi entroopia (S > 0) st. (T*S > HL). Elektrolüüdid happed, alused ja soolad. Dissotsiatsioonimäär () ioonideks jagunenud molekulide arvu suhe üldisesse lahuses olevate molekulide arvusse. =ioniseerunud molekulide arv/kogu molekulide arv lahuses. Tugevad elektrolüüdid enamus sooladest, happed: Hci, HBr, HI, HClO4, HNO3, H2SO4; mõned hüdroksiidid: NaOH, KOH, Ba(OH)2. Nõrgad elektrolüüdid H2O, NH3(NH4OH); üksikud soolad: HgCl2, HgBr2; enamus orgaanilisi happeid: HCOOH, CH3COOH, (COOH)2; happed: HF, H2S,
2) Polaarsed kovalentsed ained N: H+Cl- ... vesi kisub jälle laiali...mida polaarsem on lahusti, seda tugevamini. Puhas HCl on kovalentne ja koosneb molekulidest, mitte ioonidest. Tugevad el. lüüdid: tugevad happed (HCl, HBr), enamik soolasid, leelised (LiOH, KOH, NaOH), leelismullad (Br(OH)2, Sr(OH2)). Nôrgad el. lüüdid: nôrgad happed (H2S, H2CO3), org. happed (CH3COOH), môned soolad (HgCl2), nôrgad alused (Cu(OH)2, Al(OH)2), keskmised happed (HF, HNO2, H2SO3). II Nôrgad elektrolüüdid. (protsess on pöördeline) Tasakaal kulgeb nôrgemate el. lüütide tekke suunas. N: 1) NaOH + CH3COOH < CH3COONa + H2O (v. nôrk. el. lüüt.) = Na+ + OH- + CH3COOH < Na+ + CH3COO- +H2O. (kk. on aluseline (OH-, H2O)). N: 2) NH4Cl + H2O > NH3H2O + HCl (happeline). N: 3) CH3COONH4 + H2O CH3COOH + NH3H2O (neutraalne, sest nôrga happe vôi nôrga aluse soolad). Dissots. konstant on happele isel. suurus N: CH3COOH CH3COO- + H+; [K = [CH3COO]
annaabi.ee 
Kõik kommentaarid