Презентация на тему Теоретические основы аналитической химии Химическое равновесие в гомогенной системе

Скорость химической реакции и химическое равновесие
Скоростью химической реакции называется изменение концентрации веществ в ходе реакции в единицу времени:
Кинетическое уравнение реакции:
V = к∙[A]·[B] – выражение ЗДМ
Для обратимой реакции A + B ↔ C + D в соответствии с ЗДМ
Тогда в момент равновесия
Концентрационная константа равновесия

Основные положения теории растворов электролитов.
Процесс электролитической диссоциации изображают химическими уравнениями, например:
Степень электролитической диссоциации
По способности к диссоциации электролиты разделяют на 3 группы:
1. сильные электролиты (α = 1)
2. слабые электролиты (α < 1)
3. электролиты средней силы.
Общая концентрация ионов в растворе сi
ci = m∙α∙C
Al2(SO4)3 → 2Al3+ + 3SO42- (α = 1) c(Al3+) = 2∙1∙0,1 = 0,2 моль/л
c(SO42-) = 3∙1∙0,1 = 0,3 моль/л

Константа диссоциации слабого электролита
Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации

Закон разбавления Оствальда
При разбавлении степень диссоциации увеличивается
– активность данного иона
– коэффициент активности иона
Ионная сила раствора

Кислотно-основные равновесия в водных растворах
В соответствие с протолитической теорией Бренстеда и Лоури все частицы, способные при ионизации отщеплять протон, называются кислотами, все частицы, способные присоединять протон – основаниями.
Кислоты HCN (к) ↔ H+ + CN- (осн)
HS- (к) ↔ H+ + S2- (осн)
Основания CN- (осн) + H+ ↔ HCN (к)
NН3 (осн) + H+ ↔ NH4+ (к)
Такие кислоты и основания, находящиеся в кислотно-основном равновесии, называются сопряженными, то есть HCN и CN- - сопряженные кислота и основание, аммиак и ион аммония – сопряженные основание и кислота.
Амфолит (амфотерное вещество)
НСО3- ↔ Н+ + СО32-
НСО3- + Н+ ↔ Н2СО3

Кислотно-основные равновесия в водных растворах
Согласно современным представлениям в воде осуществляется протолитическое равновесие – автопротолиз воды:
Н2О + Н2О ↔ Н3О+ + ОН- или упрощенно: Н2О ↔ Н+ + ОН-
Концентрационная константа диссоциации
При температуре 298 K (250С) значение , а молярная концентрация воды в чистой воде
Величина KW называется константа автопротолиза воды или ионное произведение воды. При повышении температуры степень ионизации воды увеличивается и значение константы автопротолиза растет.

Кислотно-основные равновесия в водных растворах
pH = 7, нейтральная среда
pH < 7, кислая среда
pH > 7, щелочная среда
Для контроля за кислотностью среды при проведении химических реакций используют кислотно-основные индикаторы
Каждый индикатор характеризуется интервалом перехода окраски (ИПО), который зависит от природы индикатора, и представляет собой область рН, в которой происходит изменение окраски индикатора.
.

ИПО для некоторых индикаторов

Действие одноименнных ионов
Степень диссоциации слабого электролита понижается при введении в раствор какого-либо сильного электролита, содержащего одноименный с ним ион.
Свойства некоторых растворов сохранять практически постоянную концентрацию ионов водорода при добавлении небольших количеств кислоты, щелочи, а также при разбавлении, называют буферным действием, а растворы, которые обладают таким свойством – буферными растворами.
ацетатный буферный раствор – смесь уксусной кислоты и ацетата натрия , аммонийный буферный раствор – смесь аммиака и хлорида аммония.

Буферные растворы
Количественной характеристикой способности буферного раствора поддерживать заданную величину pH является буферная емкость, под которой понимают количество молей сильной кислоты или сильного основания, прибавление которого к 1 л буферного раствора изменяет его pH на единицу.
Протолитические равновесия в растворах солей (гидролиз солей).
Гидролиз солей – это взаимодействие ионов растворенной соли с молекулами воды (ионами Н+ и ОН-, возникающими при диссоциации воды Н2О ↔ Н+ + ОН-), в результате которого образуются малодиссоциированные соединения (слабые кислоты и слабые основания).
Реакция гидролиза процесс обратимый и в растворе устанавливается химическое равновесие между продуктами реакции и исходным соединением, которое характеризуется соответствующей константой равновесия – константой гидролиза Kh.

Гидролиз солей
Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза h, которая равна отношению числа прогидролизровавшихся частиц nгидр к общему числу исходных ионов nисх и численно выражается в долях единицы или процентах(%):
Степень гидролиза увеличивается с уменьшением концентрации гидролизующейся соли (разбавлением) и с ростом температуры (нагревание).
Гидролизу в водных растворах подвергаются соли, содержащие катионы слабых оснований и анионы слабых кислот.
1. Гидролиз солей, содержащих катион сильного основания и анион слабой одноосновной кислоты (МА). Такие соли нацело диссоциируют в водном растворе с образованием катиона сильного основания М+ и аниона слабой кислоты А-: МА → М+ + А-
Анион слабой кислоты гидролизуется по уравнению:
А- + Н2О ↔ НА + ОН- (pH > 7)

Гидролиз солей
При этом, чем слабее образующаяся в результате гидролиза кислота (меньше Ka), тем более сильным основанием является анион этой кислоты и тем в большей степени идет гидролиз.
НСООK, СН3СООNa, KNO2, NaF, LiClO, KCN, С6Н5ОNa
2. Гидролиз солей, содержащих катион слабого однокислотного основания и анион сильной кислоты (ВХ). Такие соли нацело диссоциируют в водном растворе с образованием катиона слабого основания В+ и аниона сильной кислоты Х-:
ВХ → В+ + Х-
Катион слабого основания гидролизуется по уравнению:
В+ + Н2О ↔ ВОН + Н+ (pH < 7)
NH4Cl, AgNO3, соли органических аминов (например, CH3NH3NO3, (C2H5)2NH2Cl, C6H5NH3Cl и др.).
.

Гидролиз солей
3. Гидролиз солей, содержащих катион слабого однокислотного основания и анион слабой одноосновной кислоты (ВА). Гидролиз такого типа солей происходит с участием обоих ионов, входящих в состав соли:
В+ + А- + Н2О ↔ ВОН + НА
NH4CN, NH4ClO, AgNO2, CH3COONH4, C6H5NH3F и др.
4. Гидролиз солей, содержащих катион сильного однокислотного основания и анион слабой многоосновной кислоты (МnА).
Соли М2А нацело диссоциируют в водном растворе с образованием катиона сильного основания М+ и аниона слабой двухосновной кислоты А2-, который гидролизуется ступенчато по уравнениям:
А2- + Н2О ↔ НА- + ОН- (I ступень)
НА- + Н2О ↔ Н2А + ОН- (II ступень) pH > 7

Гидролиз солей
Так как Kа1 > Ka2, то Kh1 > Kh2
Na2S, K2CO3, Na2SO3, Na2C2O4
K3PO4, Na3AsO4, Na3SbO3

Произведение растворимости
Гетерогенная (неоднородная) система – это система, состоящая из нескольких гомогенных фаз, разделенных между собой поверхностью раздела.
Равновесие, устанавливающееся в гетерогенной системе на границе раздела фаз, называется гетерогенным равновесием.
Гетерогенная система «осадок – раствор» BaSO4 (т) ↔ Ba2+ + SO42- (р)
Концентрация вещества в насыщенном растворе называется растворимостью. Растворимость является количественной характеристикой способности вещества растворяться. Различают молярную и массовую растворимость вещества.
Молярная растворимость вещества (S, моль/л) – это количество растворенного вещества, содержащееся в одном литре его насыщенного раствора:
Массовая растворимость вещества (Т, г/л) – это масса растворенного вещества, содержащаяся в одном литре его насыщенного раствора:

Произведение растворимости
Правило произведения растворимости: произведение активностей ионов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, в насыщенном растворе малорастворимого электролита есть величина постоянная для данного растворителя, температуры, давления.
- термодинамическое произведение растворимости (ПР)
- концентрационное произведение растворимости (ПР)

Произведение растворимости
Растворимость зависит
1. от природы малорастворимого соединения,
2. природы растворителя,
3. температуры,
4. давления,
5. присутствия в растворе других электролитов (как имеющих, так и не имеющих одноименные ионы с данным малорастворимым соединением),
6. а также различных веществ, вступающих с ионами осадка в реакции нейтрализации, комплексообразования и другие химические реакции.