- •Міністерство освіти і науки україни
- •1. Об’єкт, предмет, завдання та методи аналітичної хімії.
- •1.1. Історія розвитку та завдання аналітичної хімії.
- •1.2. Характеристика методів аналізу
- •2. Якісний хімічний аналіз як перший ступінь аналітичного дослідження.
- •2.1. Якісний аналіз та методи якісного аналізу.
- •2.2. Системи якісного аналізу катіонів.
- •2.3. Систематичний і дробний хід аналізу
- •3.2. Теорія електролітичної дисоціації.
- •3.4. Теорія сильних електролітів.
- •Приклад: визначити іонну силу 0,15м NaCl
- •3.6. Буферні розчини.
- •3.7. Сучасні уявлення про природу кислот та основ
- •4. Теоретичні основи аналітичної хімії. Рівновага в гетерогенній систем.
- •4.1. Добуток розчинності.
- •Умови утворення і випадіння осаду
- •4.3. Дробне осадження
- •1Моль 1моль
- •4.4. Випадки розчинення осадів
- •5. Рівноваги у розчинах солей, що гідролізують, та амфотерних сполуках.
- •5.1.Реакції гідролізу.
- •1Моль 1моль
- •5.2. Значення гідролізу в якісному аналізі:
- •6. Використання комплексних сполук, колоїдних систем та окисно-відновних реакцій у якісному аналізі.
- •6.1. Класифікація комплексних сполук.
- •Класифікація комплексних сполук
- •6.2. Використання координаційних сполук
3.4. Теорія сильних електролітів.
В термодинамічних розрахунках сильних електролітів використовують поняття іонної сили розчину – μ. Це величина враховує відхилення від закону дії мас, яке обумовлене концентрацією та зарядами іонів присутніми в розчині. Іонна сила розчину є мірою електростатичної взаємодії між іонами та вимірюється напівсумою добутку концентрації кожного з присутніх в розчині іонів на квадрат його валентності z, тобто:
, або
Приклад: визначити іонну силу 0,15м NaCl
Після підстановки необхідних величин розраховуємо іонну силу даного розчину:
μ=0,5(0,15∙12+0,15∙12)=0,15
З одержаного результату видно, що при наявності в розчині однозарядних іонів, іонна сила чисельна дорівнює загальному молярному вмісту їх в розчині.
Розрахунки властивостей розчинів сильних електролітів ґрунтуються на використанні величині активності електроліту (а) або активна концентрація іона. У реальних розчинах активність іонів менша, ніж молярна концентрація речовини у розчині, причиною є сильна міжіонна взаємодія. Для врахування цієї взаємодії вводиться поняття про коефіцієнт активності (х) іона:
х = а(Х)/[Х]
Отже, а(Х) = [Х]х, моль/дм3
Теорія електролітичної дисоціації разом з теорією сильних електролітів є основними в аналітичній хімії. Значення теорії електролітичної дисоціації і теорії сильних електролітів полягає в наступному:
а). завдяки ТЕД та теорії сильних електролітів всі аналітичні реакції можна розглядати як іонні. Тому рівняння аналітичних реакцій записують у іонно-молекулярній формі;
б). зробивши якісний аналіз та встановивши склад іонів, можна встановити формулу речовини і розрахувати склад речовини;
в). використовуючи поняття “ступінь дисоціації”, “константа дисоціації”, “активність”, “коефіцієнт активності”, можна розрахувати концентрації іонів та їх активність в розчинах, прогнозувати напрямок і повноту протікання реакції обміну і т.д.
3.5. Йонний добуток води. Шкала рН і рОН. В 1894 році німецький вчений Кольрауш встановив, що вода - слабкий електроліт, дисоціація якого відбувається за рівнянням: Н2ОН++ОН-
За законом дії мас записуємо:
експериментально доведено, що при 25°С Кр=КД(Н2О)=1,86·10-16
Розраховуємо концентрацію води в 1л:
Рівняння для константи рівноваги можна записати:
KД(H2O)·[H2O]=[H+][OH-] [H+][OH-] = 1.86·10-16·55.5 = 1·10-14 – іонний добуток води, Kw = 1·10-14, або Kw = [H+]·[OH-] = 1·10-7·1·10-7 = 1·10-14
Характерно, що з підвищенням температури дисоціація води зростає, і значення іонного добутку теж зростає. Якщо [H+] = [OH-] середовище нейтральне
[H+] > [OH-] – кисле, [H+] < [OH-] – лужне.
Характеризувати середовище розчинів числами з від’ємними ступенями виявилося незручно, тому для практичного застосування введено водневий показник – рН. рН = -lg [H+] pH<7 - кисле
pH=7 - нейтральне
pH>7 - лужне
у розчині з pH=0, [H+]=1 моль/л
pH=14, [H+]=1·10-14 моль/л
Нижня межа рН лежить близько значення для 10 М розчину HCl, який має коефіцієнт активності 10,44: рН = - lg a (H+) = - lg (1010.44) = - 2.02
Верхня межа рН для 10 М розчину КОН, який має коефіцієнт активності 6,22: рOH = - lg a (OH-) = - lg (10·6.22) = - 1,79
рH = 14 – pOH = 14 – (- 1.79) = 15.79
Методи визначення рН:
Приблизне визначення проводять за допомогою хімічних індикаторів (лакмус, фенолфталеїн, метилоранж, універсальний індикаторний папір);
Для точного визначення використовують рН-метри (спеціальні приклади).
Для обчислення молярної концентрації використовують формули:
[H+] =10-рН моль/л, [OH-] =10-рОН моль/л