3. Кислотно-основное равновесие. Основы теории сильных электролитов. Активность, коэффициент активности, ионная сила растворов.
Кислотно-основное равновесие — частный случай равновесия в гомогенной системе. Кислотно-основные свойства молекулы или иона проявляются в процессе взаимодействия с молекулами растворителя. Согласно протонной теории Бренстеда и Лоури, кислоты являются донорами протонов, а основания их акцепторами. Молекула растворителя, способная как присоединять, так и отдавать протоны, может выступать в качестве протонодонорной кислоты или протоноакцеп-торного основания. Такими амфипротными растворителями могут быть вода, спирты, карбоновые кислоты и др.
Сильные электролиты полностью диссоциируют на ионы. В водных растворах сильных электролитов существуют простые или сольватированные катионы и анионы. Это подтверждается современными физическими и физико-химическими исследованиями.
Теория электролит (электролитическая диссоциацция) – все электролиты распадаются на катионы и анионы, слабые электролиты не диссоциируют, газы не диссоциируют
Активность иона (а) – эффективная концентрация иона, соответственно которой он действует в химических реакциях: а = f·с, где f – коэффициент ак-тивности иона. Коэффициент активности иона можно рассчитать, зная ионную силу раствора.
Ионная сила раствора — мера интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе.
4. Кислотно-основные реакции. Типы протолитов по Бренстеду–Лоури. Константы кислотности и основности сопряжённой кислотно-основной пары, их использование для прогнозирования возможности проведения кислотно-основного титрования.
Кисло́тно-осно́вные реа́кции — это химические реакции между кислотой и основанием. Сопровождаются передачей протона. Кислоты и основания получили общее название протолитов.
Типы протолитических процессов:
Нейтрализация
Ионизация
Автоионизация
Гидролиз
Кислотно-основное титрование (метод нейтрализации). Метод основан на использовании реакций кислотно-основного взаимодействия, в качестве титрантов применяются растворы сильных кислот и сильных оснований.
Константы кислотности и основности в сопряжённой паре для водного раствора связаны между собой соотношением:
Ka*Kb=Ku= [H3O] [OH-] – ионное произведение воды.
Чем сильнее кислота, тем слабее сопряжённое ей основание, и наоборот.
Для удобства расчётов часто пользуются не самими константами, а их показателями, т.е. десятичными lg, взятыми со знаком «минус» .
pKa=-lgKa
pKb=-lgKb
pKa+ pKb =14
5. Равновесия и расчёт рН в растворах кислот, в растворах оснований, в растворах амфолитов.
Равновесие – это Состояние химической системы, в которой протекает одна или несколько химических реакций, причем скорости в каждой паре прямой-обратной реакции равны между собой.
Смещение химического равновесия (Принцип Ле Шателье — Брауна)
Принцип работы: если на систему воздействовать, то она противодействует.
Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняется закономерности.
Для вычисления рН растворов кислот и оснований следует предварительно вычислить молярную концентрацию свободных ионов водорода ( ) или свободных гидроксил ионов ( ), а затем воспользоваться
формулами:
pH=-lg[ H+ ]; рОН-=-lg[ OH-]; рН + рОН =14
Концентрация любого иона в моль/л в растворе электролита можно вычислить по уравнению
где См иона – молярная концентрация иона в моль/л;
См – молярная концентрация электролита в моль/л;
α-степень диссоциации электролита;
n -количество ионов данного вида, которое получается при распаде одной молекулы электролита
6. Типы комплексных соединений, используемых в аналитической химии. Их свойства. Комплексообразование с монодентатными и полидентатными лигандами: строение комплексных соединений, равновесия в растворах комплексных соединений, константы устойчивости комплексных ионов.
Монодентатные лиганды. Такие лиганды бывают нейтральными (молекулы Н2О, NH3, CO, NO и др.) и заряженными (ионы CN−, F−, Cl−, OH−, SCN−, и др.). Полидентатные лиганды. Например, комплексоны — органические лиганды, содержащие в своём составе несколько групп −С≡N или −COOH (этилендиаминтетрауксусная кислота — ЭДТА). Циклические комплексы, образуемые некоторыми полидентатными лигандами, относят к хелатным (гемоглобин и др.). Хелаты, хелатные соединения — клешневидные комплексные соединения, образуются при взаимодействии ионов металлов с полидентатными (то есть имеющими несколько донорных центров) лигандами. Хелаты содержат центральный ион (частицу) — комплексообразователь и координированные вокруг него лиганды. Внутренняя сфера хелата состоит из циклических группировок, включающих комплексообразователь.
Момент наступления равновесия характеризуется константой равновесия, которая в случае комплексного иона носит название константы нестойкости (КН). Значения констант нестойкости различных комплексных ионов колеблются в широких пределах и могут служить мерой устойчивости комплекса.
Молекулы комплексных соединений состоят, как правило, из внешней и внутренней сфер. Внутренняя сфера комплексного иона или молекулы состоит из одного или нескольких центральных атомов или ионов (комплексообразователей), вокруг которых координируются ионы или молекулы (лиганды). Координационное число показывает, сколько лигандов непосредственно связано с комплексообразователем. Диссоциация комплексных соединений по внутренней сфере идет ступенчато, каждая стадия характеризуется своей ступенчатой константой, процесс диссоциации внутренней сферы комплексной частицы обратим. Константа диссоциации комплексных частиц называется константой нестойкости (Кн), а обратная ей величина – константой устойчивости (b).
К нест.=1/Куст
Куст= К1*К2*К3
7. Равновесие в растворах с участием реакций окисления-восстановления. Электродный потенциал. Уравнение Нернста. Окислительно-восстановительный потенциал, его расчёт. Механизм окислительно-восстановительных реакций.
Окислительно-восстановительное равновесие - это равновесие, основанное на окислительно восстановительных реакциях (процесах). Окислительно-восстановительные реакции (редокс-реакции) n химические реакции, протекающие с изменением степени окисления реагирующих веществ, вследствие переноса электронов от одного реагирующего вещества (восстановителя) к другому веществу (окислителю).
Электродный потенциал (Е) характеризует индивидуальную окислительно восстановительную способность каждой сопряженной редокс пары и может быть измерен экспериментально. Зависимость равновесных редокс потенциалов от природы образующих редокс пару веществ, их концентрации, температуры и других факторов описывается уравнением Нернста, где EOx/Red
равновесный окислительно восстановительный потенциал сопряженной редокс пары Ox/Red при заданной температуре Т и любом соотношении активностей окисленной и восстановленной форм; E 0 Ox/Red стандартный редокс потенциал сопряженной пары Ox/Red.
Окислительно-восстановительные потенциалы, как и другие электродные потенциалы, измеряют в сравнении с потенциалом стандартного водородного электрода (СВЭ), потенциал которого условно принят равным нулю: ф°(2Н+|Н 2 ) = 0. Потенциалы, определяемые в сравнении с потенциалом стандартного водородного электрода, называют относительными потенциалами по водородной шкале.
8. Растворимость осадков. Взаимосвязь между растворимостью и константой растворимости. Условия образования и растворения осадков. Факторы, определяющие растворимость. Практическое значение осаждения-растворения.
Растворимость осадков– это равновесная концентрация вещества в его насыщенном растворе. В насыщенном растворе скорость растворения осадка (перехода ионов с поверхности твердой фазы в раствор), равна скорости осаждения растворенных ионов на поверхности.
Условие выпадения осадка
· Насыщенный раствор - произведение концентраций его ионов достигает величины произведения растворимости.
· Ненасыщенный раствор - концентрация растворенного вещества ниже, чем в насыщенном, а ионное произведение меньше произведения растворимости:
· Пересыщенный раствор - ионное произведение превысит произведения растворимости, то процесс осаждения будет преобладать над процессом растворения и часть вещества выделится из раствора в твердую фазу.
· Малорастворимый электролит будет осаждаться до тех пор, пока ионное произведение не станет равным произведению растворимости осадка.
Растворимость различных веществ выражается концентрацией насыщенных растворов. Связь между величиной и растворимостью зависит от числа ионов, на которые распадается малорастворимый сильный электролит в растворе.
