3. Построение и оформление графиков. Использование функциональных шкал.

ПРАВИЛО ПОСТРОЕНИЯ ГРАФИКОВ

Оценка экспериментальных данных в соответствии с теорией положена в основу эксперимента и графического нахождения констант.

Требования:

1. Все кривые на графике должны занимать всю площадь чертежа;

2. Начало координат не обязательно имеет координаты (0; 0);

3. Масштаб на осях выбирается произвольно. Необходимо, чтобы при этом кривые занимали всю площадь чертежа. Масштаб должен быть кратным: 5; 10; 15; 20…. На чтение масштаба не следует тратить более 1 мин. Масштаб вдоль оси должен быть постоянным на всей ее протяженности. Точки на графике должны быть крупными.

Интервалы ошибок по оси х и у (рис.)

Сопоставление теории с экспериментом на графике

На графике сплошной линией рисуют расчетную аналитическую зависимость без точек по уравнению. Затем на нее наносят экспериментальные точки. В данном случае экспериментальная кривая подтверждает теорию: зависимость воспроизводится.

Аналитическая кривая не проходит через доверительный интервал, теория не подтверждается экспериментом.

Нахождение констант по графику

Рассмотрим зависимость . е=2,71, , а =const, их нужно определить в одном эксперименте. После проведения эксперимента, задавая х и определяя у.

, строят график в полулогарифмических координатах или

График

Рассмотрим зависимость , a, m = const. Функцию логарифмируют, m – порядок реакции. .

График. Двойные логарифмические координаты.

Часто величина одного из значений меняется в очень широких пределах: 0<х<100000. Такие графики строят в логарифмах от 0 до 5. аналогично поступают с параметром у, если он широко варьирует.

Лекция 4. (Самостоятельно. Золотов)

Теория и практика пробоотбора и пробоподготовки. Представительность пробы. Проба и объект, метод анализа. Отбор проб гомогенного и гетерогенного состава. Способы получения средней пробы твердых, жидких и газообразных веществ.

6. Теория электролитической диссоциации с. Аррениуса. Смещение ионных равновесий в растворах слабых электролитов. Задачи по теме.

Теория электролитической диссоциации.

а) электролитическая диссоциация слабых электролитов, теория Аррениуса (1887г.).

В химии давно существовали методы, по которым можно оценить число частиц в растворе. Суть теории Аррениуса сводится:

1) При растворении некоторых веществ (электролитов) в воде число частиц в растворе оказывается больше числа исходных молекул.

2) Образующиеся при распаде молекул частицы заряжены, но суммарный заряд раствора (всех частиц) равен нулю, т.е. число положительных зарядов равно числу отрицательных зарядов.

3) Отрицательно заряженные ионы (анионы) движутся к положительно заряженному электроду – аноду, а положительно заряженные катионы – к отрицательно заряженному электроду – катоду.

Ошибки: Аррениус считал, что все вещества не полностью распадаются на ионы (теория слабых электролитов). Кроме того, его теория применима только к водным растворам (частный случай). Он не учитывал взаимодействие растворенного вещества и растворителя.

Аррениус ввел понятие степень электролитической диссоциации :

 = число продиссоц. молекул/общее число молекул

0<<1. Слабые электролиты не полностью диссоциируют на ионы, сильные – полностью распадаются.

ЭД – процесс обратимый, быстро устанавливается равновесие, и возможно его смещение вправо или влево.

Рассмотрим смещение ионных равновесий и выражение для константы равновесия в растворах слабых электролитов.

Пусть К_mА_n – слабый электролит. К – катион, А – анион.

К_mА_n  mKⁿ⁺ + nA^m-

Слабый электролит не полностью диссоциирует и:

К_р = [Kⁿ⁺]^m [A^m-]ⁿ/[К_mА_n]

Пусть N – число исходных молекул, это число пропорционально концентрации вещества: С = NN_а, N_а = 6,02610²³

Пусть С – исх. концентрация, С - число продиссоциир. молекул,

С – С = С (1 – ) – количество оставшихся молекул;

Кол-во катионов [Kⁿ⁺]: mC, количество анионов [A^m-]: nC.

[К_mА_n]_равн = С(1 – )

К_р = [mC]^m [nC]ⁿ / [С(1 – )]

К_р = m^m C^m+n ^m+n n ⁿ / С(1 – )

К_р = m^m n ⁿ C^m+n-1 ^m+n / (1 – ) – в общем случае.

Для бинарного электролита: НА  Н⁺ + А^

m = n = 1

К_р = C² / (1 – )

Для слабых электролитов  <<1  ошибка маленькая, и в знаменателе ею можно пренебречь.

К_р = C²

 =

[Н⁺] = C = C =

Это справедливо только для слабых электролитов.

Вводится понятие изотонический коэффициент, т.к. при диссоциации число частиц в растворе увеличивается.

i = число частиц в растворе / число исходных молекул.

Число частиц в р-ре = число ионов + число недиссоциированных молекул.

i = (nC + mC + C (1 – )) / C

i = n + m + 1 – 

i -1= (n + m)– 1

 = (i – 1) / (– 1), где  = n + m – число ионов, на которое распалась 1 молекула электролита.

Смещение ионных равновесий (слабые электролиты).

Пусть НА – слабая кислота,

НА  Н⁺ + A^-

Смещение ионных равновесий (как и любых) подчиняется принципу Ле-Шателье. Применительно к эл. диссоциации:

1) При введении одноименного иона (той же природы, что и образуется при диссоциации) равновесие смещается в сторону недиссоциированной формы.

2) Выведение продуктов электролитической диссоциации из сферы реакции (раствора) усиливает диссоциацию.

Например, в процессе анализа нам мешает молекулярная форма. Пользуясь принципом, ее можно вывести из сферы реакции.

Н₂СО₃  Н⁺ + НСО₃^

Если ввести сильную кислоту: НС1  Н⁺ + С1^ или соль: NaHCO₃  Na⁺ + НСО₃^

равновесие немедленно сместится влево, произойдет подавление диссоциации.

Если же ввести щелочь, диссоциация усилится: NaOH  Na⁺ + OH^;

Н⁺ + ОН^  Н₂О

Задача. Во сколько раз уменьшится концентрация ионов Н⁺ в децимолярном растворе уксусной кислоты (К_дис = 10^-5), если в него ввести 0,2 молярный раствор ацетата натрия.

Дано:

К_д = 10^-5

С (СН₃СООН) = 0,1 моль/л

С (СН₃СООNa) = 0,2 моль/л.

Решение:

Посчитаем [Н⁺] до введения соли.

СН₃СООН  СН₃СОО^ + Н⁺ (1)

К_А – константа кислотности. Т.к. [СН₃СОО^ ]=[Н⁺]:

К_А = К_д = [СН₃СОО^ ][Н⁺]/[СН₃СООН] = [Н⁺]²/[СН₃СООН]

[Н⁺] = = = 10^-3 моль/л.

При введении ацетата натрия равновесие реакции (1) сместится влево. СН₃СООNa полностью диссоциирует с обр – ем 0,2 моля СН₃СОО^

Пусть в образованном растворе будет х моль ионов Н⁺:

(0,1 – х) (0,2 + х) х

СН₃СООН  СН₃СОО^ + Н⁺

К_А = [СН₃СОО^ ][Н⁺]/[СН₃СООН] Т.к. [СН₃СОО^ ][Н⁺]

[Н⁺] = К_А[СН₃СООН ]/[СН₃СОО^–] = 10^-5

Т.к. [Н⁺] = х, то:

х = 10^-5

0,2х + х² = 10^-6 – 10^-5х

х² + (0,2 + 10^-5)х –10^-6 = 0

Решаем уравнение, находим:

Х₁ = -0,24 этот корень мнимый, его отбрасываем;

Х₂ = 3,510^-5

Таким образом, концентрация ионов водорода уменьшится в:

К = 10^-3/3,510^-5  30 раз.

Для слабых электролитов, когда концентрация ионов в растворе сравнительно невелика, а расстояние между ними значительно больше размеров самих ионов, взаимодействием между ионами в растворе можно пренебречь. В случае сильных электролитов это взаимодействие необходимо учесть.