Файл: физико-химические методы анализа.docx

Часто вместо значений констант равновесия используют их десятичные логарифмы (если константа очень большая) или отрицательные десятичные логарифмы (если она, наоборот, значительно меньше единицы). Отрицательный десятичный логарифм константы равновесия называется показателемданной константы(рК).

3.5. Общие принципы расчёта состава равновесных систем

Для определения состава равновесной смеси при определённых условиях используют концентрационные константы равновесия, а также уравнения материального баланса и электронейтральности.

Уравнение материального балансаосновано на том, что число атомов определённого элемента (или групп атомов определённого вида) в изолированной системе остаётся неизменным.

Например, для раствора, содержащего частицы Ag+, NH₃, NH₄+, Ag(NH3)⁺ иAg(NH3)2⁺:

CAg =[Ag + ] +[Ag(NH3)+] +[Ag(NH3)+]

Cnh₃= [NH3]+ [NH+] + [Ag(NH3)+] + 2[Ag(NH3)+]

Уравнение электронейтральностиосновано на том, что в закрытой системе суммарное число отрицательных зарядов должно быть равно числу положительных.

Например, для водного раствора Na₂S

[Na+] + [H₃O+] = 2[S^2-] + [HS^-] + [OH^-]

Уравнения материального баланса и электронейтральности выполнимы для равновесных концентраций частиц, но не для активностей. Для расчётов следует использовать концентрационные константы равновесия, а не термодинамические. При малых ионных силах значения концентрационных и термодинамических констант незначительно отличаются друг от друга, поэтому для характеристики равновесий в разбавленных растворах допустимо использование термодинамических констант, значения которых приведены в справочниках.

Равновесия можно описывать графически. Графики, представляющие собой зависимость молярных долей компонентов системы от параметра, влияющего на состояние системы, называются распределительными диаграммами.Графики, представляющие собой зависимость логарифмов равновесных концентраций компонентов системы от фактора, влияющего на равновесие, называются концентраци- онно-логарифмическими диаграммами(рис 3.2).

CH₃COOH^CH3^C°°^-

' 0 2 4 6 8 10

lg[X] CH₃COOH CH3COO^-

1 3 5 7 9 11

(2)

(1)

Рис. 3.2.Распределительная(1) и концентрационно-логарифмическая (2) диаграммы для уксусной кислоты

Глава 4

ПРОТОЛИТИЧЕСКИЕ РАВНОВЕСИЯ

4.1. Важнейшие теории кислот и оснований

Первая научная теория кислотности была предложена в 1780-х годах А. Лавуазье. Согласно данной теории все кислоты должны были обязательно содержать атом кислорода, что и было отражено в названии этого элемента.

OXYGENIUM

«gennao» - рождаю

«oxys» - кислый

В 1816 году Г. Дэви высказал предположение, что в состав кислот должен обязательно входить атом водорода. В 1833 году Ю. Ли- бих уточнил это определение - кислота - вещество, в состав которого входят атомы водорода, способные замещаться атомами металла.

HCl ^ H+ +Cl^-

В 1880-х годах С. Аррениус и В. Оствальд предложили ионную теорию кислот и оснований,согласно которой

NaOH ^Na+ + OH^-

электролиты, при диссоциации которых в водном растворе в качестве катионов образуются только катионы водорода электролиты, при диссоциации которых в водном растворе в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы

нейтрализация (образование соли и воды)

нейтрализация ►

NaOH + HCl^ NaCl+ H₂O NaOH+ CH₃COOHг CH₃COONa+ H₂O

I гидролиз

слабый электролит

В 1923 году почти одновременно появились ещё 2 теории кислот и оснований. Автором первой были датский химик И.Н. Брёнстед и английский химик Т.М. Лоури, а второй - американский физикохимик RH. Льюис. Согласно теории Брёнстеда - Лоури, названной протоли- тической теорией кислот и оснований:

не существует в растворе в свободном виде, а связывается с молекулами растворителя

Кислоты, основания и амфолиты могут быть как электронейтральными, так и иметь заряд.

HCl, CH₃COOH

кислоты

_п3+"

NH₄ ,[Al(H2O)6]^J

NH₃

основания

HCO₃

амфолиты

H2NCH2COOH, NH4CN

Кислотно-основное взаимодействие заключается в обратимом переносе протона от кислоты к основанию. Кислоты и основания существуют как сопряжённые пары. В процессе взаимодействия друг с другом кислота и основание не исчезают, например, образуя соль, а превращаются в новое основание и новую кислоту.

сопряжённая кислота

основание

содержит на 1протон больше, чем исходное основание

+i'' Cl

HCl ) + i NH₃)

кислота

содержит на 1 протон меньше, чем исходная кислота

сопряжённое основание

(на)/' ci^-)(nh4

сопряжённые кислотно-основные пары

NH₃ ■

^ >

Понятие «соль» в протолитической теории вообще не используется и, тем более, отсутствует понятие «гидролиз соли». Так, например, тот факт, что раствор NH₄Cl имеет слабокислую среду, объясняется не гидролизом данной соли с образованием слабого электролитаNH₄OH и сильного электролитаHCl, а тем, что катион аммония является слабой кислотой. Более того, никакого «слабого электролита»NH₄OH на самом деле не существует (связь между атомами кислорода и азота не может быть ковалентной, так как азот не бывает пятивалентным).

Согласно теории Льюиса, названнойэлектронной теорией кислот и оснований

акцептор электронной пары

донор электронной пары

основание

нейтрализация (образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму)

AlCl₃+ Cl^-г [AlCl₄]^-

Основания Брёнстеда и основания Льюиса представляют собой одни и те же соединения, понятие «кислота» согласно протолитической и электронной теориям отличается.

В аналитической химии преимущественно используется прото- литическая теория. Это связано с тем, что теория Льюиса имеет слишком общий характер и её трудно применить для количественных расчётов.

Смотрите также файлы

физика лабораторные работы. 1курс.doc

Учебное пособие.doc

Учебник по английскому языку.doc

УЧЕБНИК Барышева.doc

УТОПЛЕНИЕ ожоги электротравмы.docx

Файл: физико-химические методы анализа.docx

3.5. Общие принципы расчёта состава равновесных систем

Глава 4

4.1. Важнейшие теории кислот и оснований

Смотрите также файлы

Информация

Списки файлов

Дополнительно