lecture2ах

Іонна сила розчину I:

 zi – заряд іона

Коефіцієнт активності іона

залежить від його заряду і радіусу, а також від іонної сили розчину і визначається за одним із наближень теорії Дебая–Хюккеля:

константи А і В включають Т і ε розчинника (А = 0,511, В = 0,329 для водного розчину при 298 К), константа а – розміри іона.

I → 0 і fi → 1.

Хімічні рівноваги в розчинах та їх характеристики

термодинамічна константа рівноваги:

ad ae

КТ = D E

aAa aBb

КТ для даної реакції і даного розчинника залежить тільки від Т і не залежить від С0 реагентів і присутності сторонніх речовин.

концентраційна константа рівноваги

залежить від природи реагентів і Т, іонної сили розчину.

КС = КТ fAa fBb

fDd fEe

Вплив константи рівноваги і початкової концентрації реагенту А

на ступінь протікання реакції A + B = D

Константи рівноваг різного типу

константи автопротолізу

-

кислотно-основна взаємодія між молекулами розчинника .

Кw = [H3O+][OH–] = 1,0·10–14 (при 25 С);

константи протолізу (константи іонізації)

кислотно-основна взаємодія розчиненої речовини з розчинником:

константи кислотності (Ка) і константи основності (Кb).

Константи рівноваг різного типу

константи стійкості відповідних комплексів ( )

реакції комплексоутворення Наприклад, для гексафторидного комплексу феруму(III):

Fe3+ + 6F– FeF63–

добуток розчинності (ДР або Кs) -

процеси осадження-розчинення Наприклад, для процесу утворення осаду кальцій фториду:

CaF2 (тв.) Ca2+ + 2F– ДР = [Ca2+]·[F–]2.

Кислотно-основні процеси

Для розробки методик і усвідомленого проведення якісного і кількісного аналізу аналітик повинен уміти:

оцінювати ступінь протікання кислотно-основної реакції за величиною константи рівноваги, з урахуванням концентрації реагентів;

розраховувати рН розчину заданого складу і, навпаки, підбирати склад розчину, що забезпечує задане значення рН;

визначати стан розчиненої речовини при різних рН (будувати іонні діаграми) і розраховувати мольну частка будь-якої форми цієї речовини при заданому рН;

підбирати значення рН, оптимальне для проведення якої-небудь аналітичної реакції, для переводу реагенту в найбільш реакційноздатну форму.

Кислотно-основні процеси

Теорії кислот і основ

теорія електролітичної дисоціації (С. Ареніус, В. Оствальд):

кислота при дисоціації у водному розчині з катіонів утворює тільки іони Н+, основа –при дисоціації з аніонів утворює тільки іони ОН–.

протолітична теорія (І. Бренстед, Т. Лоурі):

кислота – це частинка (молекула або іон), яка здатна віддавати іон Н+ («протон»), основа – частинка, що приймає протон.

електронна теорія (Р. Люіс):

кислота – це акцептор електронної пари при утворенні донорноакцепторного зв'язку, а основа – донор електронної пари.