Студопедия

КАТЕГОРИИ:

АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника



Многокомпонентные системы; растворы.




Читайте также:
  1. Дезинтоксикационные растворы.
  2. Звено судебной системы; понятие инстанции; суд 1-ой инстанции.
  3. Идеальные растворы. Закон Рауля
  4. Иерархия и морфология геосистем. Ландшафтно-географические поля, нуклеарные геосистемы; экотоны.
  5. Лекция №14: Растворы. Способы выражения их концентрации.
  6. Разбавленные неидеальные растворы. Закон Генри
  7. Реальные растворы. Активности компонентов

81(31) Количественные характеристики.

Количественными характеристиками раствора являются:массовая доля w;молярная концентрация c.Массовая доля w выражается как в долях единицы, так и в процентах и равна отношению массы растворенного вещества m(X) к массе раствора m(р-ра):w=m(Х)m(р-ра)⋅100 %.Массовая доля — величина безразмерная.Молярная концентрация с равна отношению химического количества растворенного вещества n (в молях) к объему раствора V (в дм3):c=nV.Единица молярной концентрации — моль/дм3. Укажите молярную концентрацию HNO3 в растворе с плотностью 1,35 г/см3 и массовой долей кислоты 57 %.Решение.M(HNO3) = 63 г/мольДля раствора объемом 100 см3 (0,1 дм3) имеем:m (р-ра) = V (р-ра) · ρ (р-ра) = 100 ⋅ 1,35 = 135 (г),m (HNO3) = m (р-ра) ⋅ w (HNO3) = 135 ⋅ 0,57 = 76,95 (г),n (HNO3) = m (HNO3)/M (HNO3) = 76,95/63 = 1,22 (моль),c (HNO3) = n (HNO3)/V (р-ра) = 1,22/0,1 = 12,2 (моль/дм3).Ответ: 12,2 моль/дм3. Массовая доля и молярная концентрация растворённого веществаМассовая доля wВ растворенного вещества В - это отношение его массы mB к массе раствора m(р):wВ = mB / m(р), где m(р) = mB + m(Н2О).Единица массовой доли вещества в растворе - доля от единицы или от 100%.Например, если в 100 г раствора находится 1 г KBr, то w(KBr) = 0,01 (1%). Такой раствор называют однопроцентным (1%-ный раствор KBr).Для приготовления 100 г 1%-ного раствора некоторой соли надо взять 1 г этой соли и 99 г воды. Плотность воды при комнатной температуре принимают равной 1 г/мл, поэтому удобнее отмерять 99 мл воды и добавить 1 г соли.Молярная концентрация сВ растворённого вещества В - это отношение количества этого вещества nВ к объему раствора V(р): сВ = nВ / V(р). Единица молярной концентрации вещества в растворе: моль/л.Например, если в 1 л раствора содержится 1 моль KBr, то с(KBr) = 1 моль/л. Такой раствор называют одномолярным и обозначают 1М. Аналогичным образом записи 0,1М; 0,01М и 0,001М означают деци-, санти- и миллимолярный раствор.Для приготовления 1 л 1М раствора KBr необходимо взять навеску соли с количеством вещества 1 моль (то есть 119 г), растворить ее в воде объемом, например, 0,8 л (то есть обязательно меньше 1 л) и затем довести объем раствора до 1 л добавлением воды.Объем раствора V(р) при данной температуре связан с массой раствора m(р) и его плотностью (ρ) следующим образом: m(р) = ρ · V(р).Например, 100 г некоторого раствора с плотностью 1,074 г/мл (1074 г/мл) имеет объем 93,1 мл (0,0931 л).



91(41). Буферные растворы, их применение, роль в биохимических процессах.

Растворы слабых кислот или оснований в присутствии их солей обладают свойствами сохранять определенную концентрацию водородных ионов при разбавлении, а также при добавлении кислот или оснований. Это свойство называется буферным действием, а растворы - буферными.Растворы слабой кислоты и ее соли ( или слабого основания и его соли), концентрация водородных ионов в которых почти не меняется при введении в них сильной кислоты или сильного основания, называются буферными растворами. Такие растворы играют большую роль в регулировании биохимических процессов в организмах животных и растений, широко применяются в лабораторной практике. Растворы слабых кислот ( оснований) с солями этих же кислот ( оснований), но с катионом сильных оснований ( кислот) образуют буферные растворы. Еуферный раствор характерен тем, что его рН слабо реагирует на разбавление и на добавки кислот и оснований. В этом случае концентрация аниона практически полностью определяется исходной концентрацией соли, которая нацело продиссо-циирована, а концентрация непродиссоциированной формы кислоты практически полностью определяется исходной концентрацией кислоты.



90(40). Кислотно-основные индикаторы, принцип их действия.

Кислотно-основные индикаторы — органические соединения, способные изменять цвет в растворе при изменении кислотности (pH). Индикаторы широко используют в титровании в аналитической химии и биохимии. Их преимуществом является дешевизна, быстрота и наглядность исследования. Однако из-за субъективности определения цвета и невысокой точности индикаторы pH не всегда удобны; поэтому для точного измерения pH используют pH-метры с цифровой индикацией. ИНДИКАТОРЫ (позднелат. indicator - указатель), хим. в-ва, изменяющие окраску, люминесценцию или образующие осадок при изменении концентрации к.-л. компонента в р-ре. Указывают на определенное состояние системы или на момент достижения этого состояния. Различают индикаторы обратимые и необратимые. Изменение окраски первых при изменении состояния системы (напр., фенолфталеина при изменении рН среды) м. б. повторено многократно. Необратимые индикаторы подвергаются необратимым хим. превращениям, напр., азосоединения при окислении ионами BrO3- разрушаются. Индикаторы, к-рые вводят в исследуемый р-р, наз. внутренними, в отличие от внешних, р-цию с к-рыми проводят вне анализируемой смеси. В последнем случае одну или неск. капель анализируемого р-ра помещают на бумажку, пропитанную индикатором, или смешивают их на белой фарфоровой пластинке с каплей индикатора. Индикаторы применяют чаще всего для установления конца к.-л. хим. р-ции, гл. обр. конечной точки титрования (к. т. т.). В соответствии с титриметрич. методами различают кислотно-основные, адсорбц., окислит.-восстановит. и комплексонометрич. индикаторы. Кислотно-основные индикаторы представляют собой р-римые орг соед., к-рые меняют свой цвет или люминесценцию в зависимости от концентрации ионов Н+ (рН среды). Примен. для установления конца р-ции между к-тами и основаниями (в т. ч. при кислотно-основном титровании) или др. р-ций, если в них участвуют ионы Н+, а также для колориметрич. определения рН водных р-ров.



89(39). Ионное произведение воды рН и рОН.

Равновесие процесса диссоциации воды

Н2О Н+ + ОН-

описывается константой Кw, которая носит название “ионное произведение воды”. Ионное произведение воды равно:Кw = [Н+] [ОН- ]. Для разбавленных водных растворов ионное произведение воды не зависит от состава раствора и постоянно при данной температуре. Так, Кw=10- 14 для воды, миллимолярных растворов К2SO4, H2SO4 и KOH при Т=298 К. Строго говоря, постоянство Кw справедливо в случае, когда аналитические концентрации ионов заменены их активностями (лишь для малых концентраций Н+ и ОН- значения концентрации и активности практически совпадают).Процесс диссоциации Н2О идет с поглощением теплоты, поэтому при повышении температуры в интервале от 0 до 100оС величина Кw увеличиваетсяДля практических целей удобно пользоваться не концентрацией ионов водорода, а её водородным показателем – отрицательным десятичным логарифмом – рН. Величина рН равна:рН = - lg[H+].Как выше отмечалось, более строгим является уравнение рН = – lg aН+, где aН+ – активность ионов водорода. Однако для практических целей при расчете рН разбавленных растворов обычно используется уравнение (14.2).При этом рН + рОН = 14, где рОН = - lg[ОH-].Для нейтральных растворов рН = 7, для кислых растворов рН < 7, а для щелочных растворов рН > 7. В аналитической практике редко приходится работать с растворами, рН которых выходит из интервала 0 ¸ 14. Тем не менее, в сильнощелочной среде рН может быть немного больше 14, а в очень кислой среде может принимать отрицательные значения.

88(38). Характеристика кислотности (щелочности) раствора.

Содержание кислот как в физиологических жидкостях, так и в окружающей организм среде относится к факторам, влияю­щим на функционирование клеток, органов и организма в це­лом. Поэтому определение кислотности желудочного сока, кро­ви, мочи относится к числу анализов, выполняемых в целях диагностики заболеваний и контроля за ходом лечения. Свое­временный и полный контроль за кислотностью почв - необхо­димое условие обеспечения высоких урожаев. Решение многих проблем, связанных с охраной окружающей среды, требует зна­ний о содержании кислотных и основных веществ в природных источниках, дождевой воде и промышленных стоках предпри­ятий до и после их очистки.Для количественной характеристики кислотных свойств растворов пользуются величинами общей, активной и потен­циальной кислотности, которые обозначаются соответственно [Н+]0бщ, [Н+]акт, [Н+]пот и выражаются в моль/л. Общая кислотность - это концентрация всех катионов Н+ (свободных и связанных), имеющихся в растворе. Общая кислотность равна сумме молярных концентраций эквивалентов всех кислот (сильных и слабых), находящихся в растворе:Общая кислотность растворов определяется методом нейтра­лизации смеси кислот раствором щелочи с известной концентра­цией. Из-за наличия в растворах слабых кислот окончание ней­трализации всех кислот определяют с помощью индикатора фенолфталеина, интервал перехода окраски которого лежит в щелочной области рН 8,3-10,0.Способность кислот к ионизации зависит от их силы, ипо­этому в растворах они могут находиться как в виде ионов, так и в виде молекул. Поэтому для характеристики свойств раство­ров, обусловленных наличием свободных катионов Н+, пользу­ются величиной активной кислотности.Активная кислотность - это концентрация свободных катионов Н+, имеющихся в растворе при данных усло­виях. Потенциальная кислотность - это концентрация ка­тионов Н+, связанных в молекулы или ионы слабых ки­слот, имеющихся в растворе. Потенциальная кислотность раствора, содержащего только сильные кислоты, очень мала ([Н+]пот -> 0), вследствие полной ионизации этих кислот. Потенциальная кислотность растворов в основном обусловлена содержанием в них недиссоциированных молекул, особенно в присутствии сильных кислот, которые подавляют ионизацию слабых кислот.

87(37). Кислотно-основные равновесия.

Одной из самых многочисленных групп химических реакций, протекающих в водных растворах, являются так называемые донорно-акцепторные взаимодействия. Их сущность заключается в том, что реагирующие частицы, находящиеся в растворе, обмениваются между собой электронами, протонами, молекулами или ионами. При этом одна из взаимодействующих частиц теряет перечисленные обмениваемые частицы Х и называется донором D (от лат. donno - "дарю"), а другая их приобретает и играет роль акцептора А (от лат. acceptor - "принимающий"). Процесс донорно-акцепторного взаимодействия удобно разделить на две полуреакции, суммирование которых описывает сущность рассматриваемого процесса:D1 -> А1+ nX (1);A2 + nX -> D2 (2);D1 + A2-> A1 + D2 (3). Как полуреакции (1) и (2), так и суммарная реакция (3) являются в общем случае обратимыми процессами. Когда, например, полуреакция (1) протекает в прямом направлении, то частица D1проявляет свои донорные свойства, отщепляя n частиц Х. Если рассматривать протекание той же полуреакции в обратном направлении, то А1ведет себя как акцептор и, присоединив nX, превращается в D1. Донор и акцептор, принадлежащие к одной и той же полуреакции, называются сопряженными, таковыми являются D1и А1(1-я полуреакция), а также D2и А2(2-я полуреакция).Отдельно взятая полуреакция особого смысла не имеет, так как не способна протекать самопроизвольно, независимо от других полуреакций; она лишь выражает потенциальную возможность одной частицы быть донором, а другой - акцептором. Действительно, частица D только тогда может реально проявить свои донорные свойства, когда имеется потребитель для отщепляемых частиц Х и, таким образом, равновесие (1) смещается в правую сторону. Аналогично, смещение этого равновесия в левую сторону возможно только при условии, если имеется источник частиц Х, которые А может присоединить к себе, проявляя свои акцепторные свойства. Под силой донора и акцептора подразумевается количественная мера их способности соответственно отдавать или присоединять обмениваемые частицы Х. Из сказанного вытекает, что, чем сильнее донор данной донорно-акцепторной пары, тем слабее ее акцептор, и наоборот. Количественно сила донора или акцептора оценивается по-разному, в зависимости от конкретного типа донорно-акцепторного взаимодействия. Уточнение этого понятия будет дано при рассмотрении соответствующих равновесий.Поскольку любая донорно-акцепторная реакция, протекающая в водном растворе, представляет собой сочетание двух сопряженных донорно-акцепторных пар, то в целом такие реакции носят название реакций двойного сопряжения. В зависимости от природы обмениваемых частиц Х донорно-акцепторные реакции в водных растворах подразделяются на следующие типы:1. Равновесия с переносом протонов. В данном случае переносимой (обмениваемой) частицей является протон Н+. Данный тип реакций охватывает весь спектр кислотно-основных равновесий. Донором протона являются кислоты, а акцептором – основания. 2. Равновесия с переносом электрона. Если обмениваемой частицей Х является электрон, то речь идет об окислительно-восстановительных реакциях, 3. Равновесия с переносом молекул, ионов или атомов. Здесь роль обмениваемой частицы могут играть электрически нейтральные молекулы (чаще всего H2O и NH3), ионы (как правило, анионы, например CN–, F–, NO2–и т.д.).

  30. Сложные равновесия (ступенчатые, взаимосвязанные равновесия).

 Многоосновные кислоты, а также основания двух- и более валентных металлов диссоциируют ступенчато. В растворах этих веществ устанавливаются сложные равновесия, в которых участвуют ионы различного заряда. Например, диссоциация угольной кислоты происходит в две ступени.Ступенчатые равновесия обычно возникают при диссоциации многоосновных кислот и координационных соединений, имеющих координационное число, большее 1. В растворах многоосновных кислот, а также оснований, содержащих несколько гидроксильных групп, устанавливаются ступенчатые равновесия, отвечающие последовательным стадиям диссоциации. Так, диссоциация ортофосфорной кислоты протекает в три ступени

 

92. Гидролиз солей, его трактовка по Брёнстеду.

Гидролиз солей - это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита.

 

Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему.


Дата добавления: 2015-01-29; просмотров: 29; Нарушение авторских прав







lektsii.com - Лекции.Ком - 2014-2021 год. (0.006 сек.) Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав
Главная страница Случайная страница Контакты