Аналитическая химия. Гомогенные растворы

Ионная сила раствора – мера интенсивности электрического поля, создаваемого ионами. Равна полусумме произведений концентрации ионов на их заряд в квадрате:
где Сi – молярная концентрация отдельного иона, моль/л;
Zi – заряд иона.

Например, для раствора NaCl с концентрацией 0,001 моль/л, в котором присутствуют два вида однозарядных ионов Na+ и Cl-, с концентрациями также равными 0,001 моль/л, ионная сила будет вычисляться следующим образом:
NaCl
Na+
+
Cl-
0,001 моль/дм3
0,001
моль/дм3
0,001
моль/дм3

1 литр
Сl-
Сl-
Сl-
Сl-
Сl-
C = 5 моль/дм3
Ag+
Ag+
Ag+
С = 3 моль/дм3
а = 3 моль/дм3
а = 2 моль/дм3
f = 2/3 = 0,7
f = 3/5
= 0,6
Текст слайда

Закон действующих масс и гомогенные системы

Закон действующих масс ‒ основной закон для химического равновесия
Значит и один из ведущих в
аналитической химии!!!!
Закон: при постоянстве давления и температуры отношение концентраций продуктов реакции и исходных веществ – число постоянное и не зависит от исходных концентраций

Пример: для реакции аА + вВ = сС + dD
математическим выражением закона действующих масс для химического равновесия является равенство:
Математическое выражение закона действующих масс, согласно которому в состоянии химического равновесия константа равновесия химической реакции равна отношению произведения продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам

Можно рассмотреть практически любую реакцию, лежащую в основе химического анализа, или вспомогательную, – все будут описаны с точки зрения ЗДМ. Например, реакция нейтрализации, широко применяемая в титриметрическом
анализе:
CH3COOH + NaOH = CH3COONa + HOH.
Известно, что на практике выполняется следующее соотношение:

Закон действующих масс в 1864–1867 гг. установили норвежские ученые: математик и физико-химик Като Максимилиан Гультберг и физико-химик и минеролог Петер Вааге

ЗДМ применим к процессам диссоциации
Диссоциировать могут как слабые электролиты, так и сильные.
Cилу электролита характеризует cтепень диссоциации (α):
Величина α показывает, какая часть молекул (n) от их общего количества (N) распадается на ионы. Выражается в долях или процентах:
α = n/N
В зависимости от величины α различают сильные электролиты (α > 0,3), средние (0,03 < α < 0,3) и слабые (α < 0,03).

Пример:
А
А
А
А
А
А
А
А
А
А
диссоциация
В
С
В
С
В
С
А
А
А
А
А
А
А
N
N
n
α = n/N ????

При исследовании большого числа электролитов было установлено, что ЗДМ применим только к слабым электролитам

Ионное произведение воды

Ионное произведение воды
· (-1)

Например, для раствора НCl с концентрацией 0,001 моль/л, в котором присутствуют два вида однозарядных ионов Н+ и Cl-, с концентрациями также равными 0,001 моль/л, рН вычисляют следующим образом:
НCl
Н+
+
Cl-
0,001 моль/дм3
0,001
моль/дм3
0,001
моль/дм3
рН = - lg[H+] = -lg0,001 = 3
Сильный электролит!

Например, для раствора СН3СOOH с концентрацией 0,001 моль/л, в котором присутствуют два вида однозарядных ионов Н+ и СН3СOO-, с концентрациями НЕ равными 0,001 моль/л, рН вычисляют следующим образом:
СН3СOOH
Н+
+
СН3СOO-
0,001 моль/дм3
Х
моль/дм3
Х
моль/дм3
Выражение константы диссоциации будет выглядеть следующим образом:
Слабый электролит!
[Н+] = [СН3СOO-] = Х
= 1,8 · 10-5
Х = 1,3·10-4
рН = - lg[H+] = -lg 1,3·10-4 = 3,9

ПРИМЕНЕНИЕ ЗАКОНА
ДЕЙСТВУЮЩИХ МАСС К КИСЛОТНО-ОСНОВНЫМ БУФЕРНЫМ СИСТЕМАМ
Буферные растворы – это растворы, поддерживающие определенное значение какого-либо параметра при изменении состава.
Кислотно-основными буферными называют растворы, рН которых практически не изменяется от добавления к ним небольших количеств сильной кислоты или основания и при разведении.
Простейшими буферными растворами являются смеси слабых кислот с их солями и слабых оснований с их солями.

Состав некоторых кислотно-основных буферных систем

Механизм действия
буферных систем
Пример: при добавлении к ацетатному буферному раствору небольшого количества гидроксида натрия NaOH происходит нейтрализация гидроксид-ионов избытком уксусной кислоты CH3COOH.

Механизм действия
буферных систем
Если добавить избыток кислоты, то в сохранении состояния будет играть роль другой компонент, и реакции будут выглядеть следующим образом:

Вычисление рН буферных растворов
Вычисление pH буферных растворов, образованных слабой кислотой и ее солью

Вычисление рН буферных растворов
Вычисление pH буферных растворов, образованных слабым основанием и ее солью