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

концентрація компонентів буферної суміші.
Активність, коефіцієнти активності
Експериментальна перевірка закону розчинення Освальда вияснила, що слабкі електроліти підчиняються йому тільки в межах концентрації 0,001-0,05 г-моль/л. Якщо концентрація слабкого електроліта більша, ніж 0,05 г-моль/л, або якщо в розчині знаходяться посторонні електроліти в більших концентраціях, то спостерігається відхилення від закону діючих мас. Вияснення причин такого обмеження закону розчинення для слабких електролітів і непідчинення йому сильних електролітів привело до розробки теорії сильних електролітів.
При дисоціації слабких електролітів в розчині утворюється багато іонів, негативно і позитивно заряджених. Іони знаходяться на стільки близько один до одного, що між ними виникають сили електростатичного притягання й відштовхування. Завдяки міжіонним силам, кожний іон виявляється оповитим, так званою іонною атмосферою, тобто протилежно зарядженими іонами. Якщо через такий розчин пропускати постійний електричний струм, то іон і його іонна атмосфера будуть рухатися в протилежних напрямках. При цьому іонна атмосфера, яку покидає іон, буде утримувати і сповільнювати його рух.
Зменшення руху іонів тим більше, чим густіша їх іонна атмосфера, тобто чим вища концентрація (а також заряди) іонів в розчині. В результаті електропровідність такого розчину знижується.
Між іонні сили в концентрованих розчинах електролітів знижують не тільки електропровідність, але й здатність іонів до хімічних взаємодій. Для оцінки цієї здатності введений термін "активність".
Під активністю іона (А) розуміють ту ефективну концентрацію його відповідно якій він діє в хімічних рівновагах. Таким чином, активність має ту ж розмірність, що й концентрація (г-моль/л), але вона може бути рівна концентрації або менше її.
А+=Сfа (1)
Де fа - коефіцієнт активності даного іона, безрозмірна величина. При великій концентрації електролітів в розчині fа<1 і 10-7 - кисле середовище, а при [Н+]<10-7 - лужне середовище.
Іонне утворення води при t0 = 1000С збільшується майже в 100 разів і дорівнює 10-12 ,тому умовою нейтральності киплячої води буде [Н+]=[ОН-]=10-6 г-моль/л.
Якщо рівняння (2) прологарифмуємо і помножимо праву і ліву частину на (-1) то одержимо вираз:
- [Н+]- [ОН-]=14
Введемо значення: - [Н+]-рН, - [ОН-]=рОН.
Тоді отримаємо
рН+рОН-14 (3)
При розв'язуванні різних задач нерідко приходиться перераховувати Н+ на рН і зворотньо.
Приклад 2. Концентрація Н+ в розчині дорівнює 5 10-4 г-іон/л. Обчислити рН і рОН розчину.
Розв'язок. рН=- [Н+]=- 5 10-4=- 5- 10-4=-0,70+4=3,30;
рОН=14-3,30=10,70
Приклад 3. Чому дорівнює концентрація Н+ і ОН- в розчині, рН якого дорівнює 4,87?
Розв'язок. рН=- [Н+]; [Н+]=10-4,87=10-5 100,13
в=100,13; в = 0,13 по таблицям логарифмів знаходимо:
в = 1,35; [Н+]=1,35 10-5 г-моль/л
[ОН]=
Приклад 4. Обчислити рН 0,003М розчину Н2SО4.
Розв'язок. [Н+]=2 0,003=0,006 г-іон/л
рН = - 6 10-3=- 6+3=-0,8+3=2,2
рН розчину слабкої кислоти
Слабка кислота в розчині дисоцією частково, тому [Н+] в її розчині буде завжди меншим, ніж концентрація самої кислоти.
СН3СООН СН3СОО-+Н+ (4)
(5)
Із рівняння (4) видно, що для слабкого електроліта
а) [Н+]=[СН3СОО-]
б) [СН3СООН] Скис
Підставляємо а) і б) в (5), одержуємо:
(6)
Логарифмуємо, вираз (6) і міняємо знаки:
- [Н+]= Скис, де рКкис = - Ккис (7)
Якщо кислота багато основна (Н2А), то дисоціація йде ступінчасто:
Н2А Н++АН- - І ступінь залежить від К1,
НА- Н++А2 - ІІ ступінь залежить від К2.
По першій ступені кислота дисоціює сильніше, ніж по другій, тому кислотність в розчині визначає, К1:
рН= рК1- Скис (8)
Для розчину багатокислотної слабкої основи Вa(ОН)2:
рОН= рК1осн- Сосн
рН=14-рН=14- рК1осн+ Сосн (9)
Приклад 5. Обчислити рН 0,003М розчину NН4ОН, якщо КNН ОН =1,75 10-5.
Розв'язок. Обчислюємо:
рКосн=- 1,75 10-5=5-0,22-5=4,75
рОН= рКосн- Сосн= 3 10-3=2,38+1,5-0,24=3,64
рН=14-3,64=10,36
Вплив однойменного іона на розчинність осаду
З того факту, що в насиченому розчині існує рівновага
МА М++А-
випливає, що при збільшенні концентрації одного з іонів бінарного електроліта в n разів, концентрація другого іона повинна в n разів зменшитись.
Цим користуються в аналітичній практиці для зменшення розчинності або для досягнення більш повного осадження визначуваного іона.
Приклад 1. Обчислити розчинність осаду ВаSО4 в 0,01М розчині Nа2SО4 на основі ПР ВаSО =1,1 10-10 і співставити з розчинністю у воді.
Розв'язок. Розчинність в присутностіNа2SО4 обчислюємо за концентрацією [Ва2+] над осадом ВаSО4.
Р=[Ва2+]=
Розчинність в чистій воді дорівнює:
Отже, в присутності однойменного іона розчинність ВаSО4 в разів менша, ніж у воді.
Приклад 2. Яку концентрацію оксалат-іона необхідно утворити в розчині над осадом СаС2О4 (рН=7), щоб кількісно осадити іони Са2+?
ПРСаC О =2 10-9
Розв'язок. Кількісне осадження означає, що в розчині Са2+ над осадом залишається не більше ніж 10-6 г-іон/л. Таким чином,
г-іон/л або 0,002М.
Отже, потрібно відмітити, що збільшення концентрації однойменного іона іноді призводить до протилежного ефекту - розчинність осаду не зменшується, а різко збільшується. Це буває в тих випадках, коли осад з надлишком загального іона утворює розчинну комплексну сполуку. Наприклад, при еквівалентному співвідношенні солі свинцю і йодиду калію утворюється яскраво-жовтий осад РbІ2, а в присутності надлишку йодиду калію осад РbІ2 розчиняється з утворенням комплексу К2РbІ4.
Вплив побічних електролітів
Розчинність малорозчинного електроліту збільшується в присутності побічних електролітів, які не містять загальних іонів. Таке явище тримало назву солевого ефекту.
Додавання до насиченого розчину важко розчинної сполуки побічних іонів приводить до збільшення іонної сили розчину і зменшення коефіцієнта активності кожного з іонів на основі рівняння 6 п.2 розчинність (р) важкорозчинного бінарного електроліта МХ дорівнює (з врахуванням коефіцієнтів активності):
Р=[М+]=[Х-]=
Приклад 3. Обчисліть розчинність АgС1 в 0,1 М розчині КNО3, якщо ПрАgС1 = 1,1 10-10
Розв'язок. Обчислимо =1/2(0,1 12+0,1 12)=0,1
По таблиці 1 знайдемо для однозарядних іонів коефіцієнт активності. Для однозарядних іонів дорівнює 0,78.
г-моль/л
Розчинність АgС1 в чистій воді дорівнює р г-моль/л. Отже, розчинність АgС1 в 0,1М розчині КNО3 в 1,3 рази більша, ніж в чистій воді.
Вплив іонів водню на розчинність осадів
Дія будь-якої кислоти на малорозчинні солі сильних кислот, наприклад: АgС1, ВаSО4, незначна. Вона аналогічна дії інших електролітів, які не мають з ними загальних іонів, тобто розчинність трохи підвищується за рахунок збільшення іонної сили розчину (солевий ефект).
Важкорозчинні солі слабких кислот поводять себе трохи інакше. Вони легше розчиняються в кислотах, особливо у сильних. Пояснюється це тим, що іони водню зв'язують аніони слабкої кислоти в малодисоційовані молекули слабкої кислоти і рівновага зміщується вправо:
МА М++А- (7)
тв.ф розчин
А- +Н+ ? НА (8)
Чим більша концентрація [Н+]і чим слабша кислота НА, тим легше йде процесс розчинення.
Сильні кислоти в розчині утворюють велику концентрацію іонів Н+, тому в них легко розчиняються карбонати, фосфати, оксалати, хромати. В розчині оцтової кислоти [Н+] набагато менше.
В ній розчиняються тільки фосфати і карбонати і не розчиняються хромати і оксалати.
Сумуємо рівняння (7) і (8):
МА+Н+ М++НА (9)
Константа рівноваги:
(10)
Домножимо чисельник і знаменник на [А-], тоді:
(11)
Із (11) видно, що розчинність осаду в кислотах залежить від співвідношення величин його утворення розчинності і константи дисоціації слабкої кислоти, яка утворює осад. Чим воно менше при інших однакових умовах, тим важче така сіль розчиняється в кислотах.

 
 

Цікаве

Загрузка...