Буферный раствор. Состав буферного раствора. Буферная емкость. Факторы, влияющие на величину буферной емкости.(билет29)

Буферная емкость зависит от природы и общих концентраций компонентов буферного раствора, а также от отношения их концентраций. Чем больше концентрация компонентов буферного раствора и чем ближе отношение с_НА/с_ВА и с_ВОН/с_ВА к единице, тем больше буферная емкость.. При с_НА/с_ВА и с_вон/с_ВА, равных единице, буферная емкость максимальна.

 

37) Термодинамическое произведение растворимости и факторы, влияющие на его величину. Реальное и условное произведение растворимости. Электролиты и их влияние на растворимость веществ.

Термодинамическое произведение растворимости – это величина, равная произведению равновесных активностей (или равновесных концентраций) ионов данного электролита в его насыщенном растворе в степенях, равных соответствующим стехиометрическим коэффициентам (обозн.: ПР; К⁰_s;)

Растворимость – это концентрация насыщенного раствора данного в-ва при определенной температуре.

Массовая растворимость – это масса растворенного в-ва в граммах, содержащаяся в 1 литре его насыщенного р-ра (c_m=m/V, где m– масса расвторенного в-ва в г, V – объём насыщенного р-ра в л, [г/л]).

Молярная растворимость – это кол-во растворенного в-ва (т.е. число молей этого в-ва), содержащееся в 1 литре его насыщенного р-ра (S=m/(MV), где m– масса расвторенного в-ва в г, М – молярная масса растворенного в-ва в г/моль, V– объём насыщенного р-ра в л, [моль/л]).

Растворимость малорастворимых сильных электролитов: BaSO4; AgCl; CaCO3 и т.д. (S<10^-2моль/л).

BaSO4(тв) ß à Ba²⁺+SO4^2- (вр-ре); BaSO4 – сильн. эл-лит, в р-ре полн. распад. на ионы. Непродиссоциировавшие молекулы BaSO4 в р-ре не существуют. По определению –

К⁰_s(BaSO4)=a(Ba²⁺)*a(SO4^2-)=c(Ba²⁺)*c(SO4^2-)*f(Ba²⁺)*f(SO4^2-)

Т.к. р-римость BaSO4 в воде крайне мала (10^-5моль/л), то конц-я ионов бария и сульфат-ионов ничтожно мала и их коэфф. акт-ти практич. равны единице, тогда К⁰_s(BaSO4)=[Ba²⁺]*[SO4^2-]

Произведение растворимости – величина постоянная при постоянной температуре.

Растворимость малорастворимого сильного электролита зависит от его природы и природы р-ля, температуры, давления (обычно мала, если не поглощаются и не выделяются газообразные в-ва), присутствия др. электролитов в р-ре (как имеющих, так и не имеющих одноименные ионы с рассматриваемым малорастворимым электролитом), а также различных в-в (в том числе нейтральных молекул), способных образовывать комплексные соединения с данным малорастворимым электролитом или вступающих с ним в др. хим. р-ции).

Термодинамическое произведение растворимости подходит для описания идеальных систем либо систем близких к идеальным (нулевая или очень малая ионная сила, отсутствие побочных реакций). На практике чаще используют концентрационное произведение растворимости, которое может быть реальным или условным. Реальное концентрационное произведение растворимости (K_S) выражается через равновесные концентрации ионов, образующихся при растворении осадка:

Условным концентрационным произведением растворимости (К’_S) называется произведение (в степенях равных стехиометрическим коэффициентам) общей концентрации всех форм существования катиона малорастворимого электролита и всех форм существования его аниона:

не является постоянной величиной, а зависит от концентраций реагентов и др. в-в, присутствующих в системе; в формулу входят уже не равновесные конц-ии ионов, а суммы равновесных конц-й всех форм данного иона в р-ре, т.е. учитывается наличие побочных реакций.

Условное произведение растворимости удобно использовать в тех случаях, когда ионы, образовавшиеся при растворении малорастворимого электролита, вступают в побочные реакции (протолитические реакции, образование комплексных соединений и т.д.).

Условие выпадения осадка:

Электролиты и их влияние на растворимость в-в: влияние добавок электролита с одноименным ионом

Влияние добавок постороннего (индифферентного) электролита: на примере все той же системы с BaSO4

 

 

38) Основные типы химических реакций, используемых в аналитической химии. Химическое равновесие в гомогенных и гетерогенных системах. Скорость химических реакций, используемых в аналитической химии. Факторы, влияющие на скорость реакции.

Типы реакций: специфические (характерные) – для обнаруж. в-ва/иона в присутствии др. в-в/ионов, избирательные (селективные) – позволяют обнаружить несколько в-в/ионов, групповые (частный случай селективных) – позвол. обнаруж. ионы определенной аналитической группы.

Основные типы химических реакций в аналитической химии: кислотно-основные, комплексообразования, окисления-восстановления.

Ско́рость хими́ческой реа́кции — изменение количества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства (величина всегда положительная, поэтому, если она определяется по исходному веществу (концентрация которого убывает в процессе реакции), то полученное значение умножается на −1).

Закон действующих масс: скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна концентрациям реагентов, возведенным в степени, равные их стехиометрическим коэффициентам.

Кроме концентрации на скорость химической реакции оказывают влияние следующие факторы:природа реагирующих веществ,наличие катализатора,температура (правило Вант-Гоффа - при повышении температуры на каждые 10^о скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза; ур-ние Аррениуса),давление(P), площадь поверхности реагирующих веществ.

Согласно простой модели столкновений, химическая реакция между двумя исходными веществами может происходить только в результате столкновения молекул этих веществ. Но не каждое столкновение ведёт к химической реакции. Необходимо преодолеть определённый энергетический барьер, чтобы молекулы начали друг с другом реагировать. То есть молекулы должны обладать некой минимальной энергией активации {\displaystyle E_{A}}чтобы этот барьер преодолеть. В результате скорость химической реакции представляется уравнением, которое было получено Аррениусом:

ур-ние Аррениуса - устанавливает зависимость константы скорости химической реакции от температуры: , где А – предэкспоненциальный множитель, характеризующий частоту столкновений реагирующих молекул, R – универс. газов. постоянная.

Химическое равновесие в гомогенных и гетерогенных сист.: гомогенная система – сист., состоящая только из одной фазы (жидкой, тв., газообр.), растворы – типичные гомогенные системы; гетерогенная система – сист., состоящ. из нескольких фаз, напр., из двух несмешивающихся жидких фаз, из тв. и жидк. фаз и т.д. ГЕТЕРОГЕННОЕ равновесие – это равновесие, устанавливающееся на границе раздела фаз; наиб. часто встречаются два типа гетерогенных сист. – 1. осадок (тв. фаза) к-либо в-ва, находящийся в равновесии с насыщенным р-ром того же в-ва (жидкая фаза): насыщ. водн. р-р BaSO4, наход. в равновесии с осадком сульфата бария; 2. две равновесные жидкие фазы, напр., водный р-р и органический р-ль, не смешивающиеся др. с др., между кот. распределено в-во, находящееся в равновесии с обеими жидкими фазами: экстракционная система, сост. из слоя жидкого тетрахлорида углерода CCl4, над которым расположен водный слой, причем в обеих контактирующих жидких фазах растворен молекулярный I2, из-за чего жидкая органическая фаза окраш. В фиолет. цв., а водная в желтый (I2(органическая фаза)ß à I2(водный р-р). В ГЕТЕРОГЕННОЙ системе при постоянной температуре рано или поздно самопроизвольно достигается состояние равновесия.

Хим. равновесие в гомогенных системах:

При равенстве энтальпийного и энтропийного факторов Δ Н = Т Δ S энергия Гиббса Δ G = 0, что является термодинамическим условием химического равновесия. Химическое равновесие имеет динамический характер. Скорость реакции (число частиц, образующихся в единицу времени в единице объема) в прямом направлении равна скорости реакции в обратном направлении. В этот момент концентрации исходных веществ и продуктов реакции не изменяются во времени и называются равновесными концентрациями. Они обозначаются символом вещества в квадратных скобках.