К занятиям3-4-5
ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИИ
ПЛАН:
1. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты.
2. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели.
3. Растворимость.
4. Равновесие в гетерогенной системе раствор-осадок. Произведение растворимости (ПР).
5. Условия образования и растворения осадков.
Литература
Основные источники:
1. Ищенко А.А., «Аналитическая химия». М.: Академия, 2007.
2. Полеес М.Э., Душечкина И.Н. «Аналитическая химия. М.: Медицина, 1994.
Дополнительные источники:
1. Пономарев В.Д. «Аналитическая химия». Москва «Медицина» 1998.
2. Учебно-методические пособия, разработанные преподавателями колледжа.
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ.
Образование раствора – это сложный процесс. В растворах происходит взаимодействие между растворенным веществом и растворителем.
Взаимодействие их приводит к образованию сольватов(гидратов-если растворитель вода).
В ряде растворов в результате взаимодействия растворенного вещества и растворителя происходит электролитическая диссоциация растворенного вещества – образование ионов. Поэтому растворы различают по способности проводить электрический ток: электролиты, неэлектролиты..
Электролиты – это соединения, молекулы которых в растворах или в расплавах находятся в виде ионов.(Т.е. это вещества,которые диссоциируют на катионы и анионы)
Диссоциация электролитов характеризуется степенью электролитической диссоцации (α).
α = Число диссоциированных молекул
общее число растворенных молекул
Степень диссоциации αравна отношению числа диссоциированных молекул к общему числу растворенных молекул в единице объема раствора.
Степень диссоциации может быть выражена в долях и процентах (0≤ α ≥ 1) и (0%≤α ≥100%).
Например, выражение «степень диссоциации СН3СООН в 0,01 М растворе при данной температуре равна 0,014» означает, что 1,4% уксусной кислоты в этом растворе продиссоциировало, а 98,6% находится в виде недиссоциированных молекул.
Степень диссоциации определяют экспериментально.
Степень диссоциации зависит
· от природы вещества электролита,
· растворителя,
· температуры и
· концентрации раствора.
Различают: сильные, слабые электролиты.
Сильные электролиты
- кислоты, основания, большинство солей.
У них α 1(100%), но экспериментально α <1.
Это объясняется теорией электролитов(Дэбай,Хюккель):вокруг ионов в растворе
образуется ионная атмосфера. (Рис. а,б,в)
Рис.а Рис.б Рис.в
Влияние ее сказывается значительно только в концентрированных растворов.
При увеличении концентрации свойства раствора отклоняются от свойств идеального раствора, и кажется, будто реальная концентрация ионов становится меньше (т.к. меньше электропроводимость среды -ионная атмосфера как бы «тормозит» движение носителей зарядов).
Активность иона (a)- эффективная, кажущаяся концентрация, в соответствии с которой ионы вступают в химические взаимодействия.
Коэффициент активности (f). -мера отклонения активности иона от его концентрации.Он равен отношению активности иона к истинной концентрации иона: f= а/С, следовательно
а=fc
В идеальных растворах и близких к ним по свойствам разбавленных(C≤10-3 моль/л) растворах f→1 и а → С.
Отклонения от идеального состояния объясняется не только влиянием концентрации ионов, но и влиянием их заряда.
Оба эти фактора учитывает величина
Ионная сила раствора –μ (или I)
Она равна численно равна полусумме произведения концентраций всех ионов (Сi, моль/л) в растворе на квадрат заряда каждого иона (Zi):
I = 1/2 * Σ(Сi*zi2]
Пример.
