Некоторые положения теории растворов электролитов и закона действующих масс, применяемых в аналитической химии (стр. 1 )

МОДУЛЬ 1

ОБЩИЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИИ. КАЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ

Лекция № 2

Тема: Некоторые положения теории растворов электролитов и закона действующих масс, применяемых в аналитической химии

  Цель: Ознакомить студентов с протолитической теорией, кислотности и основности органических соединений и влиянии на них различных факторов.

Методы, используемые на лекции:

1. По дидактическому назначению: лекция вводная, тематическая, объяснительная.

2. По роли в образовательном процессе: лекция вводная, установочная, обзорная, обобщающая.

3. По содержанию и системе построения: лекция информационная (традиционная).

4. По назначению лекция направлена на приобретение студентами знаний, на развитие творческой деятельности, а также на закрепление учебного материала. По типу познавательной деятельности на лекции применяются репродуктивные и проблемные методы изложения материала, используются наглядные методы обучения в виде презентации по данному разделу

Средства обучения

1. Дидактические: презентация.

2. Материально технические:  мел, доска, мультимедийный проектор, экран.

Хронокарта лекции:

1. Организационный момент 3мин (название темы и плана лекции).

2. Традиционное прочитывание лекции 40 мин - I час лекции.

3. Перерыв 5мин.

4. Второй час лекции 40 мин.

5. Заключительная часть лекции - проверка студентов на лекции 21ф, 22ф групп 5 мин.

План лекции

Сильные и слабые электролиты. Общая концентрация и активности ионов в растворе. Ионная сила (ионная крепость раствора). Влияние ионной силы раствора на коэффициенты активности ионов. Характеристика pH водных растворов. Химическое равновесие. Константа химического равновесия (истинно термодинамическая, концентрационная, условная).

3. Форма организации лекции традиционная (тематическая, объяснительная).

4. Методы, используемые на лекции:

словесные: объяснение, разъяснение; видеометод: просмотр; объяснительно-иллюстративные.

5. Средства обучения:

- материально-технические: мел, доска, мультимедийный проектор.

1. Некоторые положения теории растворов электролитов, используемые в аналитической химии (в аналитике)

1.1. Сильные и слабые электролиты

Проводники, прохождение через которые электрического тока вызы­вает перемещение вещества в виде ионов (ионная проводимость) и хи­мические превращения (электрохимические реакции), называются элек­тролитами. Это могут быть индивидуальные вещества или растворы.

Упрощенная формулировка: электролиты - это вещества, способ­ные распадаться на ионы в растворах. Правда, такая формулировка явля­ется менее общей и не охватывает твердые электролиты и расплавы элек­тролитов.

Термин «ион» впервые ввел английский физик М. Фарадей (1791-1867).

Раствор - это гомогенная смесь двух или нескольких веществ, спо­собная непрерывно изменять свои свойства. Растворы бывают жидкие и твердые. В аналитике используют в основном жидкие растворы.

В соответствии с теорией электролитической диссоциации (1883-1887) шведского ученого (1859-1927), который за создание этой теории был удостоен в 1902 г. Нобелевской премии, электролиты в растворах распадаются (диссоциируют) на ионы вследствие взаимодействия с молекулами растворителя.

Количественно ионизация (диссоциация на ионы) электролита в рас­творе характеризуется степенью диссоциации (ионизации) б, равной отношению числа продиссоциировавших молекул пдисс к исходному числу молекул писх:

б = пдисс/ писх.

Степень диссоциации (ионизации) б численно выражается либо в долях единицы, либо в процентах. Если б = 1 (т. е. 100%), то все исходные частицы в растворе распались на ионы (пдисс = писх); если б < 1 (т. е. меньше 100 %), то не все исходные частицы распались на ионы, а только часть их (пдисс < писх).

По способности к диссоциации электролиты разделяют на сильные (неассоциированные) и слабые (ассоциированные).

Сильные (неассоциированные) электролиты в не слишком концентрированных растворах распадаются на ионы практически полностью. Это - большинство солей, сильные кислоты, сильные основания. Например, в водных растворах хлорида натрия NaCl, хлороводородной ки­слоты НС1, гидроксида натрия NaOH диссоциация на ионы осуществляется нацело:

Для сильных электролитов степень их ионизации .

В концентрированных растворах сильные электролиты частично, хотя обычно в очень небольшой степени, ассоциированы.

Слабые (ассоциированные) электролиты в растворах диссоциирова­ны лишь частично. Это - слабые кислоты, слабые основания, комплекс­ные соединения (их внутренняя сфера), некоторые соли ртути(ІІ), напри­мер, HgCl2 Hg(CN)2. Так, в водных растворах уксусная кислота и аммиак диссоциируют лишь частично:

Аналогично тетрахлороплатинат(ІІ)-ион диссоциирует также час­тично:

Обычно степень диссоциации б для слабых электролитов очень мала (1) и уменьшается с ростом концентрации раствора.

Понятие сильные и слабые электролиты ˗ условно, поскольку одно и то же вещество в одних растворителях может быть сильным, а в других ˗ слабым электролитом. Например, такие кислоты, как хлорная и хлороводородная НС1, являются сильными электролитами (диссоцииру­ют нацело) в воде и в жидком аммиаке, однако в безводной уксусной ки­слоте они оказываются слабыми электролитами и распадаются на ионы лишь в незначительной степени. Напротив, уксусная кислота СН3СООН - слабый электролит в водных растворах, но сильный - в жидком аммиаке.

По Аррениусу сильные электролиты также диссоциированы на ионы неполностью. Строго говоря, теория Аррениуса неприменима к раство­рам сильных электролитов. До Аррениуса большинство ученых считало, что ионы возникают только под воздействием внешнего электрического поля при электролизе. Правда, прибалтийский ученый К. (1785 ˗ 1822) в 1818 г. предположил, что распад молекул на ионы проис­ходит в результате процесса растворения, а не вследствие воздействия внешнего электрического поля. Ту же точку зрения разделяли немецкий физик Р. Клаузиус в 1857 г. и русский химик (1851 ˗ 1896) в 1881 г. Однако только после создания теории электролитической дис­социации Аррениуса общепринятым стало представление о том, что электролиты распадаются на ионы уже при растворении, в отсутствии внешнего электрического поля.

Простейшее (но далеко не исчерпывающее) объяснение причин электролитической диссоциации заключается в следующем.

В вакууме силам притяжения между катионом и анионом не мешают никакие посторонние частицы. В любой другой среде энергия взаимодей­ствия между электрическими зарядами уменьшается, что характеризуется диэлектрической проницаемостью ( - число, показывающее, во сколько раз уменьшается энергия взаимодействия между электрическими зарядами в данной среде по сравнению с вакуумом).

Пусть некоторый электролит КА, состоящий из катиона и аниона , распадается на ионы:

В соответствии с законом Кулона в вакууме энергия электростатического Взаимодействия Е точечных электрических зарядов и равна:

где е ˗ единичный электрический заряд; r ˗ расстояние между центра­ми катиона и аниона . В среде с энергия взаимодействия ме­жду теми же электрическими зарядами и будет другой — в раз меньше:

Например, для воды при 18°С диэлектрическая проницаемость = 81, т. е. энергия электростатического взаимодействия между электрическими зарядами в водной среде уменьшается в 81 раз по сравнению с вакуумом. Для электролитов в водных растворах это означает увеличение их спо­собности к ионизации. Полагают, что значительную роль при этом игра­ют процессы сольватации: молекулы растворителя, например, воды, ок­ружая катион и анион, создают сольватные (гидратные ˗ в случае воды) Оболочки вокруг ионов и как бы «растаскивают» их.

1.2. Общая концентрация и активность ионов в растворе

Общая концентрация ионов в растворе определяется молярной концентрацией растворенного электролита с учетом его степени диссоциа­ции на ионы и числа ионов, на которые диссоциирует молекула электро­плита в растворе.