Материалы для подготовки к семинару №1 по аналитической химии

«ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ ВОДЫ. Шкала кислотности водных растворов.РАСТВОРИМОСТЬ. РАВНОВЕСИЕ В ГЕТЕРОГЕННОЙ СИСТЕМЕ РАСТВОР-ОСАДОК. ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ (ПР)»

ПЛАН:

1. Электролитическая диссоциация воды. Электролиты.

2. Ионное произведение воды.

3. Водородный и гидроксильный показатели.

4. Растворимость.

5. Равновесие в гетерогенной системе раствор-осадок.

6. Произведение растворимости (ПР).

7. Условия образования и растворения осадков.

Литература

Основные источники:

1. Ищенко А.А., «Аналитическая химия». М.: Академия, 2007.

2. Полеес М.Э., Душечкина И.Н. «Аналитическая химия. М.: Медицина, 1994.

Дополнительные источники:

1. Пономарев В.Д. «Аналитическая химия». Москва «Медицина» 1998.

2. Учебно-методические пособия, разработанные преподавателями колледжа.

1. Электролитическая диссоциация воды.

Образование раствора – это сложный процесс. В растворах происходит взаимодействие между растворенным веществом и растворителем.

Взаимодействие их приводит к образованию сольватов.

В ряде растворов в результате взаимодействия растворенного вещества и растворителя происходит электролитическая диссоциация растворенного вещества – образование ионов. Поэтому растворы различают по способности проводить электрический ток: электролиты, неэлектролиты..

Электролиты – это растворы, в которых вещества находятся в виде ионов .(Растворенные вещества диссоциируют на катионы и анионы)

Диссоциация электролитов характеризуется степенью электролитической диссоцации (α).

α = Число диссоциированных молекул/ общее число растворенных молекул

Степень диссоциации α равна отношению числа диссоциированных молекул к общему числу растворенных молекул в единице объема раствора.

Степень диссоциации может быть выражена в долях и процентах (0<= α <= 1) и (0%<= α <=100%). Например, выражение «степень диссоциации СН₃СООН в 0,01 М растворе при данной температуре равна 0,042» означает , что 4,2% уксусной кислоты в этом растворе продиссоциировало, а 95,8% находится в виде недиссоциированных молекул.

Степень диссоциации определяют экспериментально.

Степень диссоциации зависит от природы электролита, растворителя, температуры и концентрации раствора.

Различают: сильные, слабые электролиты.

Сильные: кислоты, основания, большинство солей у них α=1 (100%), но экспериментальноα <1. Это объясняется теорией электролитов: вокруг ионов в растворе образуется ионная атмосфера. Влияние ее сказывается в концентрированных растворов. При увеличении концентрации свойства раствора отклоняются от свойств идеального раствора. Ион вступает в химические взаимодействия в соответствии с эффективной, кажущейся концентрацией, которую называют активностью иона.

Мерой отклонения активности иона от его концентрации является коэффициент активности f,Он показывает отношение активности иона к истинной концентрации иона: f= а/С, а=fc.

В идеальных растворах и близких к ним растворах f→1 и а → С.

Отклонения от идеального состояния объясняется не только влиянием концентрации ионов но и влиянием их заряда. Оба эти фактора учитывает величина, называемая ионной силой раствора μ. Она равна полусумме произведения концентраций всех ионов (Сi, моль/л) в растворе на квадрат заряда каждого иона (Zi):

2. Ионное произведение воды

Вода – очень слабый амфотерный электролит. Уравнение ионизации воды с учетом гидратации иона Н⁺.

Н₂О + Н₂О ==Н₃О⁺ + ОН^-.

Без учета гидратации ионов Н⁺ уравнение диссоциации воды: Н₂О ==Н⁺ + ОН^-.

Произведение концентрации ионов водорода и гидроксида – ионов называется

ионным произведением воды К_Н2О: К_Н2О =[Н⁺] · [ОН^-] =10^-14

Константа кн2о является величиной постоянной при постоянной температуре. При повышении температуры

Т, К 273 298 333 373

К_воды-10-¹⁴ 0,11 1,0 9,55 55

К_в увели­чивается