К занятиям3-4-5 теоретические основы аналитической химии

ПЛАН:

1. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты.

2. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели.

3. Растворимость.

4. Равновесие в гетерогенной системе раствор-осадок. Произведение растворимости (ПР).

5. 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.

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

Взаимодействие их приводит к образованию сольватов(гидратов-если растворитель вода).

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 соединения, молекулы которых в растворах или в расплавах находятся в виде ионов.( Т.е. это вещества,которые 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 0,014» означает , что 1,4% уксусной кислоты в этом растворе продиссоциировало, а 98,6% находится в виде недиссоциированных молекул.

Степень диссоциации определяют экспериментально.

Степень диссоциации зависит

• от природы вещества электролита,

• растворителя,

• температуры и

• концентрации раствора.

Различают: сильные, слабые электролиты.

Сильные электролиты

-кислоты, основания, большинство солей.

У них α 1( 100%), но экспериментально α <1.

Это объясняется теорией электролитов(Дэбай,Хюккель):вокруг ионов в растворе

образуется ионная атмосфера.(Рис. а,б,в)

Рис.а Рис.б Рис.в

Влияние ее сказывается значительно только в концентрированных растворов.

При увеличении концентрации свойства раствора отклоняются от свойств идеального раствора, и кажется, будто реальная концентрация ионов становится меньше (т.к. меньше электропроводимость среды -ионная атмосфера как бы «тормозит» движение носителей зарядов).

Активность иона (a)- эффективная, кажущаяся концентрация, в соответствии с которой ионы вступают в химические взаимодействия.

Коэффициент активности (f). -мера отклонения активности иона от его концентрации.Он равен отношению активности иона к истинной концентрации иона: f= а/С, следовательно

а=fc

В идеальных растворах и близких к ним по свойствам разбавленных(C≤10^-3 моль/л) 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

Ионная сила раствора –μ ( или I)

Она равна численно равна полусумме произведения концентраций всех ионов (Сi, моль/л) в растворе на квадрат заряда каждого иона (Z_i):

I = 1/2 * Σ(С_i*z_i²]

Пример.

Вычислить ионную силу раствора, в 1 л которого содержится

14,2 г. Na₂SO₄ и 7,45 г. KCl. Решение.

Уравнения диссоциации Na₂SO₄ 2Na⁺+SO₄^2-

KCl K+Cl Определим молярные концентрации самих солей и ионов М(Na₂SO₄)=142 г/моль, См(Na₂SO₄) = 14,2/142 = 0,1моль/л.

С(Na⁺)=2C(Na₂SO₄)=0,2 моль/л,

С(SO₄^2-)=C(Na₂SO₄)=0,1 моль/л М(KCl) = 74,5г/моль . См(KCl) = 7,45/74,5 = 0,1 моль/л. I = 0,5(С(Na⁺)*Z_Na+²+ С(SO₄^2-)* Z _SO42-² + С(K⁺)*Z_K+²+ С(Cl^-)*Z_CL^-2 =

= 0,5 ( 0,2* 1² + 0,1*2² + 0,1*1² + 0,1*1²) = 0,4.▄

Зависимость коэффициента активности от ионной силы очень разбавленного раствора определяется по формуле Дебая-Хюккеля:

lg f = - 0,5z² * (I)^1/2.

Значения коэффициентов активности различных ионов для растворов с различной ионной силой можно также найти в справочных таблицах.

Слабые электролиты. Закон разбавления Оствальда

Диссоциация слабых растворов – обратимый процесс, к которому применим закон действия масс: например, СH₃COOH = CH₃COO^- +H⁺

В растворе устанавливается состояние равновесия: скорость прямого процесса равна скорости обратного.

Это состояние описывается

КОНСТАНТОЙ РАВНОВЕСИЯ (К),

например в общем виде для слабой кислоты

диссоциация

,где [ ]- равновесные концентрации частиц

Константу равновесия процесса диссоциации называют

константой диссоциации (К _дисс)

Если диссоциация слабого электролита протекает по ступеням, то каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой:

1-я ступень:

2-я ступень:

При этом всегда K₁>>K₂,

K_общ = K₁·K₂

К_общ=1,2·10^-2 * 6,2· 10^-8=7,44·10^-10(пример сернистой кислоты)

Константа диссоциации не зависит от концентрации и является строгой характеристикой силы электролита при данной температуре.

Для электролитов средней силы и слабых электролитов (K_дисс < 10^-­4) величины констант диссоциации приведены в справочных таблицах.