Гетерогенна рівновага у системі розчин-осад

.

Сучасні поняття молю, еквівалента. Кількість речовини. Засоби вираження концентрації. Молярна та еквівалентна концентрація, титр, титр за визначуваною речовиною. Розчин як середовище проведення реакції між іонами. Сучасні уявлення щодо електролітичної дисоціації. Гідратна теорія розчинів. Властивості розчинів слабких електролітів. Константа дисоціації слабких кислот та основ. Закон розведення. Властивості розчинів сильних електролітів. Іонна сила розчинів. Активність.

Одиниця кількості речов ини - 1 моль, це така кількість, яка містить 6,02*10²³ умовних одиниць (атомів, молекул, іонів, функціональних груп).

Молярна маса М – це маса одного молю речовини. Розмірність молярної маси – г/моль.

Еквівалент – це умовна одиниця речовини, яка в даній кислотно-основній реакції еквівалентна(рівноцінна) одному іону гідрогену, а в даній окисно-відновній реакції – одному електрону. Еквівалент – безрозмірна величина і може змінюватися для однієї і тієї ж речовини в залежності від реакції, в якій приймає участь дана речовина.

Моль-еквівалентів, як і моль часток, містить 6,02*10²³ еквівалентів.

Фактор еквівалентності f _екв– це число яке показує яка доля реальної частки речовини еквівалентна одному іону гідрогену в реакціях кислотно – основних, чи одному електрону в реакціях окиснення – відновлення. Фактор еквівалентності розраховується на основі стехіометричного рівняння реакції.

Молярна маса еквівалента М_екв, г/моль-екв. – це маса одного моль-еквівалента цієї речовини і дорівнює:

М_екв = f_екв* М.

Зауважимо, що молярна маса речовини це величина абсолютна і для даної речовини незмінна, а молярна маса еквіваленту величина відносна і залежить від конкретної реакції в якій приймає участь дана речовина.

Наприклад, для кислотно-основної реакції:

NaОH + H₃PO₄ = NaН₂PO₄ + H₂O,

фактор еквівалентності H₃PO₄ - f _екв(H₃PO₄) дорівнює 1, молярна маса еквіваленту:

М_екв (1 H₃PO₄) = f _екв(H₃PO₄)* М (H₃PO₄) = 1*98 г/моль =98 г/моль-екв.

Для реакції:

2NaОH + H₃PO₄ = Na₂НPO₄ + 2H₂O,

відповідно:

М_екв (1/2 H₃PO₄) = f _екв(H₃PO₄)* М (H₃PO₄) = (1/2)*98 г/моль =49 г/моль-екв.

Для реакції:

3NaОH + H₃PO₄ = Na₃PO₄ + 3H₂O,

відповідно:

М_екв (1/3 H₃PO₄) = f _екв(H₃PO₄)* М (H₃PO₄) = (1/3)*98 г/моль =32,66 г/моль-екв.

Для окисно-відновної реакції:

3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Cu⁰ -2e = Cu²⁺ І 3

6e

N⁺⁵ + 3e = N⁺² І 2,

фактор еквівалентності f _екв (Cu) = 3/6 =1/2, молярна маса еквіваленту купруму:

М_екв (1/2 Cu) = f _екв(Cu)* М (Cu) = ½*63,54г/моль =31,77г/моль.

Для нітратної кислоти: f _екв (HNO₃) = 8/6=4/3. молярна маса еквіваленту:

М_екв (4/3 HNO₃) = 4/3 М =4/3*63 = 84 г/моль-екв.

Аналогічно можна розрахувати фактори еквівалентності і молярні маси еквіваленту усіх інших учасників реакції. Варто лише мати на увазі, що розраховувати фактори еквівалентності треба за одними правилами.

Засоби вираження концентрації розчинів. Концентрація характеризує кількість речовини в одиниці об’єму. Особливо це важливо для речовин в розчинах. Одиницями маси використовуються кг чи г, одиницями об’єму м³, дециметр кубічний - дм³, який точно відповідає 1 літру(л) і кратні одиниці, наприклад мілілітр (мл) = 10^{-3 л.}

Молярна концентрація C_м - число моль розчиненої речовини, які містяться у 1 л розчину. Молярна концентрація розраховується за формулою:

C_м =, моль/л,

де m_pp – маса розчиненої речовини, г;

М_рр – молярна маса розчиненої речовини, г/моль;

V – об’єм розчину, л.

Іноді скорочена молярну концентрацію зазначають великою буквою М.

Нормальна, або еквівалентна концентрація N - число моль-еквівалентів розчиненої речовини, яка приймає участь у даній реакції, що міститься в 1 л розчину. Є найбільш часто застосовуваним способом вираження концентрації в аналітичній хімії, особливо в титрометричному аналізі, тому що речовини взаємодіють в еквівалентних відношеннях, от же, розчини однакової еквівалентної концентрації реагують в однакових об’ємах. Еквівалентна концентрація розраховується за формулою:

N =, моль-екв/л,

де m_pp – маса розчиненої речовини, г;

М_екв – молярна маса еквіваленту розчиненої речовини, г/моль-екв;

V – об’єм розчину, л.

Іноді скорочено еквівалентну концентрацію зазначають малою буквою н.

Масова концентрація – відношення маси розчиненої речовини до об’єму розчину. Якщо масу розчиненої речовини виразити в грамах, а об’єм розчину в мл, то в аналітичній хімії така одиниця концентрації зветься титром (Т):

Т = , г/мл.

В хімічному об’ємному аналізі також застосовується така одиниця концентрації як титр стандартного розчину за визначуваною речовиною (складний титр) Т_ст.р/вр – це маса визначуваної речовини в грамах - m_вр, яка взаємодіє з 1 мл стандартного розчину – Vст.р, у точці еквівалентності в мл:

Т_ст.р/вр = , г_вр/мл_ст..р.

Іноді склад розчину визначають у долі компонента від загальної кількості речовини. В залежності від одиниць вимірювання розрізняють масову, об’ємну і молярну долі. Долю виражають у процентах, міліонних долях – 10^-6 (ppm), міліардних – 10^-9 (ppb), тріліонних – 10^-12 (ppt). Масова доля, яка виражена у процентах, звуть ще процентною концентрацією:

*100%,

де m_pp – маса розчиненої речовини, г;

m_розч. - маса розчину, г.

В аналітичній хімії аналізи виконують головним чином у розчинах. За своїми властивостями у розчинах всі речовини поділяють на електроліти і не електроліти. Частіш за усе в аналітичній хімії мають справу з кислотами, лугами, солями, які є електролітами. Електроліти розпадаються у розчинах на позитивно і негативно заряджені частки – катіони і аніони. Теорія електролітичної дисоціації була розроблена Арреніусом і розвинута на основі гідратної теорії розчинів. У сучасному порозумінні електролітична дисоціація це процес розпаду електроліту на іони під дією полярних молекул розчинника. При цьому утворюються нестійкі сполуки іонів з молекулами розчинника – сольвати. Якщо розчинник вода – то гідрати.

В залежності від природи електроліти розпадаються на іони по різному. Спроможність електроліту розпадатися на іони характеризує ступінь електролітичної дисоціації - відношення числа молекул електроліту, які розпалися на іони , до загальної кількості молекул електроліту :

.

За ступенем дисоціації розрізняють:

Сильні електроліти - HCl, HNO₃, NaOH, KOH, майже усі солі.

Середньої сили - HNO₂, H₂SO₃, H₃PO₄.

Слабкі - HCN, H₂S, CH₃COOH, NH₄OH та інші.

Слід зазначити що такий розподіл умовний внаслідок залежності ступеню електролітичної дисоціації від концентрації.

У розчинах слабкі і сильні електроліти ведуть себе по різному. В водних розчинах сильних електролітів існують тільки гідратовані іони – катіони і аніони і відсутні молекули. У водних розчинах слабких електролітів розчинена речовина може існувати як у вигляді гідратованих іонів, так і у вигляді недисоційованих молекул.

Розчини слабих електролітів підпорядковуються закону діючих мас. Якщо розглянути дисоціацію оцтової кислоти:

CH₃COOHCH₃COO^- + H⁺,

то константа рівноваги, яка у цьому випадку зветься константою дисоціації, або константою іонізації, має вигляд:

.

Якщо початкова концентрація оцтової кислоти С, а ступень дисоціації , то рівноважні концентрації складуть: [CH₃COO^-]=[H⁺] =, [CH₃COOH]=C-. Підставляючи це в рівняння для константи дисоціації отримаємо:

.

Оскільки , то у знаменнику цією величиною можна знехтувати.

Звідси визначаємо ступінь дисоціації:

Це вираз закону розбавлення Оствальду: з розбавленням ступінь дисоціації електроліту збільшується.

Розчини сильних електролітів закону діючих мас не підпорядковуються.

В розчинах сильних електролітів в порівнянні з розчинами слабих електролітів тієї ж концентрації значно більше концентрація іонів і має місце значний вплив електростатичної взаємодії між іонами що обумовлює меншу рухливість, а отже і меншу їх активність. Дійсно, якщо виміряти електропровідність, то в розчині сильного електроліту вона буде менше ніж повинна бути для розчину цієї концентрації. Тож сильний електроліт проявляє себе у розчині не відповідно реальній концентрації, а з нижчою, яку звуть уявляємою. Для врахування цього замість концентрації С для сильних електролітів ввели поняття активність – це уявляєма концентрація сильного електроліту згідно якої він проявляє себе хімічно у розчині. Активність і концентрація пов’язані між собою через коефіцієнт активності f:

.

Мірою електростатичної взаємодії між іонами є іонна сила розчину яка залежить від присутності усіх іонів(їх концентрації С і заряду z) в даному розчині і розраховується за формулою:

.

Коефіцієнт активності для сильно розбавлених розчинів розраховується для кожного іону за приблизною формулою Дебая і Хюккеля:

.

Таким чином, якщо в рівняння для закону діючих мас замість концентрацій ввести активності, то отримуємо рівняння, які придатні для розчинів сильних електролітів, розчинів слабих електролітів в присутності сильних і концентрованих розчинів слабих електролітів:

.

Константи дисоціації, які визначені за допомогою активності, називають термодинамічними, або істинними константами дисоціації.

Контрольні питання до теми 1.6

6.1.Що таке фактор еквівалентності?

6.2.Як розраховується молярна маса еквіваленту?

6.3.Як розраховується титр розчину?

6.4Як розраховується титр стандартного розчину за визначуваною речовиною?

6.5.Як ступінь дисоціації залежить від константи дисоціації?

6.6.Що таке активність?

6.7.Як розраховується іонна сила розчину?

6.8.Як розраховується коефіцієнт активності?

Дата добавления: 2014-01-15