WWW.REFERATCENTRAL.ORG.UA - Я ТУТ НАВЧАЮСЬ

... відкритий, безкоштовний архів рефератів, курсових, дипломних робіт

ГоловнаХімія → Розробка методпосібника з аналітичної хімії ч.ІІ „Кількісний аналіз” - Курсова робота

Розробка методпосібника з аналітичної хімії ч.ІІ „Кількісний аналіз” - Курсова робота

розчиненні важкорозчинного електроліта у воді іони його гід ратуються, відриваються від поверхні кристала і відносяться у розчин. Одночасно протікає оборотний процес - осадження іонів із розчину на поверхню кристала (кристалізація).
МХ М++Х- (1)
тверда насичений
фаза розчин
Швидкість розчинення V1, тобто число іонів М+ і Х-, які переходять в розчин з одиниці поверхності осаду (Р) в одиницю часу, пропорційна числу іонів М+ і Х- на одиниці поверхності; при сталій температурі вона приблизно стала:
V1=К1Р (2)
Швидкість осадження МХ V2 залежить від числа зіткнень іонів М+ і Х- з поверхнею твердої фази або від активності АМ+ і Ах-:
V2=К2Р АМ+ Ах- (3)
Де К1 і К2 - коефіцієнти пропорційності, які не змінюються при сталій температурі.
Динамічна рівновага наступає тоді, коли з поверхності твердої фази в розчин поступає рівно стільки іонів М+ і Х-, скільки їх осаджується із розчину, тобто утворюється насичений розчин.
В цей момент
V1= V2 або К2 АМ+ Ах-=К1 (4)
АМ+ Ах-= =ПРАмх, де
- стала,
або ПРАмх= АМ+ Ах- (5)
Формула (5) виражає правило (закон) утворення активностей, яке формулюється наступним чином: утворення активностей іонів (в г-іон/л) малорозчинного електроліта в його насиченому розчині є величина стала при незмінній температурі. Утворення активностей не залежить від іонної сили розчину і концентрації однойменного іона. Вище було показано, що А=сf. Позначивши грам-іонні концентрації іонів через [М+] і [Х-], зробимо підстановку і (5) і отримаємо:
ПРАмх = [М+][Х-]fм+ fх-
ПРАмх = ПРСмх fм+ fх-
ПРСмх= , (6)
Де ПРС - концентрація утворення розчинності, тобто утворення концентрації іонів в насиченому розчині електроліта. Як видно із (6), ця величина не являється сталою. Вона змінюється обернено пропорційно утворенню коефіцієнтів активності, які в свою чергу являються функцією іонної сили розчину ( ).
Якщо електроліт важко розчинний, насичений розчин являється як би некінченно розбавленим, його іонна сила рівна нулю, а коефіцієнти активності - одиниці, і з цього випливає, що утворення концентрації іонів (ПРС) рівна ПРА. Утворення активностей більш складного електроліта дорівнює утворенню активностей кожного з іонів:
При коефіцієнтах активності, рівних одиниці:
а приближено:
Якщо в даному розчині утворення концентрації іонів, які утворюють важкорозчинні сполуки, перевищують утворення розчинності, то сполука випадає в осад. Осадження припиняється як тільки концентрації іонів в розчині над осадом зменшуються на стільки, що утворення їх стане рівним утворенню розчинності. Навпаки, якщо утворення концентрацій іонів менше ніж його утворення розчинності, то осад, який знаходиться на дні посудини розчиняється.
Розрахунки, які відносять до реакції осадження - обчислення розчинності знаходження умов кількісного виділення осаду і інше - утворюються на основі спрощених формул, без врахування коефіцієнтів активності.
Величиною утворення розчинності прийнято користуватися по відношенню до електролітів, розчинність яких у воді не перевищує 0,01 моль/л.
Числове значення утворення розчинності різних важкорозчинних електролітів можна знайти в довідниках з аналітичної хімії [3], а також в довіднику з хімії в розділі "Хімічний аналіз" [4].
Буферні розчини
Буферними розчинами назив. розчини, рН яких не змінюється при розбавленні і мало змінюється при додаванні до них невеликої кількості сильної кислоти або лугу.
Такими властивостями володіють слабкі кислоти або слабкі основи в присутності своїх солей. Наприклад, ацетатний буфер - розчин оцтової кислоти і ацетату натрію, аміачний буфер - розчин аміака і хлориду амонію, карбонатний буфер - NаНСО3+Nа2СО3, в останньому роль кислоти грає перша сіль, вірніше, її аніони НСО-3, а друга являється сіллю цієї кислоти.
Буферні розчини мають велике значення в аналітичній хімії. При відокремленні другої групи катіонів від першої амоній карбонатом і третьої групи від двох перших амоній сульфідом використовують буфер NН4ОН+NН4С1(рН=9), а при осадженні іонів цинку сірководнем фоміатний НСООН+НСООNа. Багатокольорові реакції з органічними реактивами можуть бути успішно проведені тільки при підтримуванні певного рН розчину.
РН буферного розчину.
Дисоціація слабкої кислоти (НА) і її солі (МА) може бути виражена наступним чином: НА Н++А-
МА М++А-
Константа дисоціації кислоти рівна (без врахування коефіцієнтів активності):
(1)
Концентрація аніонів [А-] збігається із концентрацією аніонів кислоти і аніонів солів. Але так, як власна дисоціація кислоти під впливом однойменного іона А- солі МА сильно подавлена, то концентрацією аніонів кислоти можна знехтувати, а концентрацією аніонів прийняти рівною концентрації солі: [А-] = Ссолі. Рівновагу концентрацію недисоційованих молекул слабкої кислоти можна з достатньою ступенею точності прирівняти до загальної концентрації кислоти: [НА]=Скис.
Підставивши ці значення в (1), отримаємо:
(2)
Звідси
(3)
Логарифмуємо і міняємо знаки:
(4)
Отже, концентрація іонів водню в буферних розчинах залежить від величини константи дисоціації кислоти і від відношення концентрації солі і кислоти (а не від абсолютних їх концентрацій). Якщо концентрації кислоти і солі одинакові, відношення
Для буферного розчину, який складається із слабкої основи (МОН) і його солі (МА), по аналогії можна написати:
(5)
При Скис=Ссолі відношення концентрацій можна замінити відношення об'ємів (Vсолі/Vкис).
Розглянемо декілька прикладів обчислень за цими формулами.
Приклад 1. Чому дорівнює рН суміші СН3СООН і СН3СООNа, в якій концентрація кислоти в два рази більша концентрації солі?
Розв'язок. рН такого розчину обчислюємо по формулі (4):
рН=4,75+ =4,75+1,70=4,45
Приклад 2. Обчислити рН розчину, виготовленого зливанням 50 мл 0,1 м розчину NН4ОН і 75 мл 0,1 м розчину. NН4С1 рКNН4ОН=4,76.
Розв'язок. рН розраховуємо по формулі (5):
рН=14-4,76- 1,5=14-4,76-0,18=9,06
Приклад 3. В якому співвідношенні об'ємів необхідно змішати 0,05 м розчини Н3РО4 і NаН2РО4, щоб рН одержаного розчину був рівний 2,0? рК1=1,96.
Розв'язок. рН розчину обчислюємо за формулою (4):
рН=1,96+ ; 2-1,96= ;
0,04= або =1,01.
Властивості буферних розчинів
1. При розчиненні буферних розчинів їх рН не змінюється, так як при цьому концентрації обидвох компонентів суміші змінюється в однаковій ступені, а їх відношення залишається сталим.
2. При потрапленні в буферний розчин невеликої кількості сильної кислоти або сильної основи рН розчину практично залишається незмінним. Підтвердження цього висновку являється наступний розрахунок.
Нехай буферний розчин складається з 20 мл 0,1 м СН3СООН і 25 мл 0,1М СН3СООNа. рН такого розчину дорівнює:
рН=4,76+ 25/20=4,76+0,097=4,86
а) Добавимо до цієї суміші 1 мл 0,1 М НСl. Отже, НС1 вступить в реакцію з 1 мл солі
СН3СООNа+НС1=СН3СООН+NаС1,
в результаті чого утвориться 1 мл 0,1М СН3СООН. Кількість кислоти збільшується на 1 мл і стане рівним 21 мл, а солі оцтовокислого натрію стане менше на 1 мл, тобто 24 мл:
рН=4,76+24/21=4,76+ 1,14=4,76+0,057=4,817=4,82
Як бачимо, після додавання кислоти рН розчину знизився всього на 0,04 одиниці.
б) Замість кислоти до тієї ж буферної суміші добавимо 1 мл NаОН. Луг прореагує з СН3СООН і VСН3СООNа=26 мл, а VСН3СОО=19 мл.
рН=4,76+26/19=4,76+1,37=4,76+0,14=4,90
рН розчину підвищився на 0,04 одиниці.
3. Будь-яка буферна суміш практично зберігає сталість рН тільки до додавання певної кількості кислоти або лугу, тобто володіє певним буферним об'ємом.
Буферним об'ємом називають ту певну кількість г-еквівалентів сильної кислоти або лугу, яку можна добавити до 1 мл буферного розчину, щоб значення рН його змінилося не більше, ніж на одиницю.
4. Максимальний буферний об'єм спостерігається у розчинах, які містять рівні концентрації слабкої кислоти (основи) і її солі.
5. Буферний об'єм розчину тим більший, чим вища
Loading...

 
 

Цікаве