Презентация на тему: Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций

Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Список литературы:
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
КИСЛОТНО-ОСНОВНАЯ КЛАССИФИКАЦИЯ КАТИОНОВ
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Реакции кислотно-основного взаимодействия
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
При расчете равновесий в растворах рекомендуется соблюдать следующую последовательность: 1) Написать уравнение химической реакции (равновесия) в ионной форме;
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
МНОГООСНОВНЫЕ СЛАБЫЕ КИСЛОТЫ
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
СОЛИ СЛАБЫХ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
АМФОЛИТЫ
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
ОСАЖДЕНИЕ КАТИОНОВ ТРЕТЬЕЙ АНАЛИТИЧЕСКОЙ ГРУППЫ (Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+ )
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
РАЗДЕЛЕНИЕ ИОНОВ МЕТОДОМ ОСАЖДЕНИЯ
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций
1/115
Средняя оценка: 4.7/5 (всего оценок: 73)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (700 Кб)
1

Первый слайд презентации: Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций

Горболетова Г.Г., Березина Н.М., Базанов М.И. ФГБОУ ВПО «Ивановский государственный химико-технологический университет» Кафедра аналитической химии

Изображение слайда
2

Слайд 2: Список литературы:

Васильев В.П. Аналитическая химия. Кн.1.Титриметрический и гравиметрический методы анализа. - М., Дрофа, 2002. Золотов Ю.А. Основы аналитической химии. М.  Высшая школа. 2004. ч.1,2. Алексеев В.Н. Курс качественного химического полумикроанализа –М.: Химия. 1973. Крешков А.П. Основы аналитической химии. М.:Химия. 1976. кн.1. Пилипенко Л.Т., Пятницкий И.В. Аналитическая химия. Кн. 1. –М.: Химия. 1990. 845 с.

Изображение слайда
3

Слайд 3

Аналитическая химия - наука о методах определения химического состава вещества и его структуры. Основные разделы аналитической химии: Качественный анализ; Количественный анализ; Физико-химические методы анализа. Предметом аналитической химии являются разработка методов анализа и их практическое выполнение, а также широкое исследование теоретических основ аналитических методов. 3

Изображение слайда
4

Слайд 4

4 Качественный анализ позволяет установить из каких элементов или ионов состоит вещество. Количественный анализ служит для определения содержания отдельных компонентов в пробе в граммах, % и т.д. Для современных физико-химических методов характерно использование оптических, электрохимических и других измерительных приборов. Многие практические аналитические приемы известны с глубокой древности. Они применялись для определения чистоты (пробы) драгоценных металлов – золота и серебра и выполнялись без растворения пробы. Основы современного качественного анализа путем проведения реакций в растворе разработал Роберт Бойль в середине XVII века.

Изображение слайда
5

Слайд 5

Аналитическая (или качественная) реакция — это химическая реакция, с помощью которой обнаруживают (открывают или идентифицируют) тот или иной ион в растворе. Следовательно, такая реакция должна сопровождаться каким-либо внешним, видимым эффектом: 1. Образование малорастворимых соединений ; 2. Изменение окраски раствора ; 3. Образование и выделением газов. 5

Изображение слайда
6

Слайд 6

6 Наименьшее содержание определяемого компонента (С х ), при котором его можно обнаружить данным методом с заданной доверительной вероятностью (Р), называют пределом обнаружения. Пусть предел обнаружения равен 10 -4 г при доверительной вероятности Р = 0,95. Это означает, что при содержании 10 -4 г определяемого компонента в анализируемой пробе в 95 опытах из 100 получают правильный результат, т.е. обнаруживают искомый компонент. Если С х  > 10 -4 г, то вероятность обнаружения становится выше. Если содержание вещества в пробе меньше предела обнаружения, то его нельзя обнаружить данным методом.

Изображение слайда
7

Слайд 7

Аналитическая реакция тем чувствительнее, чем ниже предел обнаружения. Предел обнаружения зависит от: - концентрации реагентов ; - присутствия посторонних ионов ; - электролитов или мешающих веществ, среды ; - температуры растворов. 7

Изображение слайда
8

Слайд 8

Классификация аналитических реакций: 1. Специфические реакции – это реакции, которые позволяют обнаруживать данный ион в присутствии других ионов. Например, реакция обнаружения иона аммония NH 4 + действием щелочи при нагревании: NH 4 + + OH -  NH 3  + H 2 O 2. Селективные или избирательные реакции дают сходный эффект с ограниченным числом ионов. Например, рубеановодородная кислота: Cu 2+ + H 2 ( SCNH ) 2  Cu ( SCN Н) 2 + 2 H + темно-зеленое или черное пятно Co 2+ + H 2 ( SCNH ) 2  Co ( SCN Н) 2 + 2 H + бурое окрашивание Ni 2+ + H 2 ( SCNH ) 2  Ni ( SCN Н) 2 + 2 H + синее или фиолетовое окрашивание 8

Изображение слайда
9

Слайд 9

9 3. Реакции с использованием групповых реагентов – реактивов, дающих одинаковую реакцию с большой группой ионов. Например, ионы щелочно-земельных металлов – Са 2+, Sr 2+, Ва 2+ - образуют осадки белого цвета с серной кислотой - CaSO 4, SrSO 4, BaSO 4.

Изображение слайда
10

Слайд 10

10 Техника выполнения аналитических реакций По технике выполнения анализа все реакции обнаружения можно разделить на три группы : пробирочные, капельные и микрокристаллоскопические. 1) Пробирочные реакции выполняются путем смешивания анализируемого раствора с реагентами в пробирке. При этом объемы растворов обычно составляют 1-3 капли. Приливать растворы в пробирку следует пипеткой (вакуумным капилляром), не касаясь стенок пробирки во избежание возможных загрязнений реактива. Растворы необходимо перемешивать стеклянной палочкой.

Изображение слайда
11

Слайд 11

11 2) Капельные реакции выполняются на маленьком листочке фильтровальной бумаги, имеющем треугольную форму. На кусочек бумаги наносят каплю исследуемого раствора. Затем рядом с нанесенной каплей, на расстоянии 1-1,5 мм наносят каплю реактива. В месте перекрывания двух капель наблюдают окраску образующегося соединения и делают соответствующий вывод.

Изображение слайда
12

Слайд 12

12 3) Микрокристаллоскопические реакции (мкс) выполняются на предметном стекле, которое должно быть тщательно вымыто, ополоснуто дистиллированной водой и насухо вытерто фильтровальной бумагой. Из капилляра-пипетки выдавливают небольшую каплю исследуемого раствора. Рядом с ней на расстоянии 2-3 мм помещают такую же каплю реагента. Затем с помощью чистой стеклянной палочки соединяют обе капли и помещают стекло на предметный столик микроскопа так, чтобы место слияния капель оказалось под объективом. Отмечают форму и цвет кристаллов, поскольку именно это служит основанием для заключения о присутствии или отсутствии иона.

Изображение слайда
13

Слайд 13

13 Условия выполнения аналитических реакций Четкий и однозначный результат анализа может быть получен только при соблюдении строго обозначенных условий проведения реакции. 1. Кислотность раствора. Многие реакции требуют определенной среды раствора, выражаемой значением рН. Ca 2+ + C 2 O 4 2-  CaC 2 O 4  - осадок белого цвета. В кислой среде осадок не образуется: C 2 O 4 2- + H +  Н C 2 O 4 - Ag + + Cl -  AgCl - в кислой среде осадок белого цвета. В щелочной среде: AgOH → AgO

Изображение слайда
14

Слайд 14

14 Проверить среду или значение рН можно с помощью индикаторных бумаг. Лакмусовая индикаторная бумага бывает красной и синей. При нанесении капли испытуемого раствора на красную лакмусовую бумагу она окрашивается в синий цвет, если среда раствора щелочная, и остается красной в кислой среде. Синий лакмус, наоборот, краснеет в кислой среде.

Изображение слайда
15

Слайд 15

Более подробную информацию дает бумага, пропитанная универсальным индикатором (УИ). При смачивании ее анализируемым раствором она окрашивается в разные цвета, которые обозначены на шкале стандартов, прилагаемой к упаковке универсального индикатора. Сравнивая цвет пятна на бумаге со шкалой, можно определить не только среду раствора, но и примерное значение рН в пределах от 1 до 12. Сравнение со стандартной шкалой УИ необходимо проводить сразу, иначе цвет пятна со временем может измениться. 15

Изображение слайда
16

Слайд 16

16 2) Температура раствора. Многие реакции идут при нагревании, о чем обязательно говорится в руководстве. Нагревания требуют все реакции растворения осадков, часто - окислительно-восстановительные реакции, реакции с выделением газов и другие. Pb 2+ + 2 Cl -  PbCl 2  осадок белого цвета, растворяется в горячей воде. Нагревание проводят в пробирках, помещаемых в водяную баню, при перемешивании.

Изображение слайда
17

Слайд 17

17 3) Количество добавляемого реагента. В отношении количества реактивов надо строго придерживаться прописи. Hg 2+ + 2 I -  HgI 2  осадок красного цвета, растворяется в избытке KI. HgI 2  + 2 I -  HgI 4 2- - бесцветный раствор. Нужно прибавлять разбавленный раствор KI по каплям.

Изображение слайда
18

Слайд 18

Аналитическая классификация катионов В настоящее время существуют пять методов классификации ионов. Это сероводородный, аммиачно-фосфатный, дифталатный, тиоацетамидный и кислотно-основной методы. Сероводородный метод основан на различной растворимости сульфидов, хлоридов и карбонатов. В дифталатном методе для разделения групп ионов используют дифталат калия с гидроксидом калия или натрия. Тиоацетамидный метод основан на применении в качестве группового реагента тиоацетамида, хлороводородной кислоты и карбоната аммония. В кислотно-основном методе основными реагентами являются кислоты HCl и H 2 SO 4, гидроксиды калия и натрия и водный раствор аммиака.

Изображение слайда
19

Слайд 19: КИСЛОТНО-ОСНОВНАЯ КЛАССИФИКАЦИЯ КАТИОНОВ

19

Изображение слайда
20

Слайд 20

Достоинства кислотно-основной классификации: 1) Использует основные свойства элементов – отношение к кислотам и щелочам, способность к комплексообразованию, амфотерность гидроксидов. 2) Аналитические группы в этой классификации ближе совпадают с группами периодической системы. 3) Метод более экспрессный по сравнению с сероводородным и менее токсичный. 20

Изображение слайда
21

Слайд 21

Основные типы реакций в растворе 1. Кислотно-основного взаимодействия ; 2. Осаждения и растворения малорастворимых соединений ; 3. Комплексообразования ; 4. Окисления-восстановления. 21

Изображение слайда
22

Слайд 22: Реакции кислотно-основного взаимодействия

Содержание понятий «кислота» и «основание» существенно менялось в процессе развития химической науки. По теории Аррениуса кислотами назывались вещества, которые диссоциировали в воде с образованием ионов водорода Н +, а основаниями – вещества, которые диссоциировали с образованием ионов OH ˉ. Однако, классическая теория кислот и о c нований не могла объяснить ряд явлений, происходящих в водных и неводных растворителях. Например, в бензольных растворах HCl не было обнаружено ионов водорода, но металлы в этом растворе растворялись с образованием газообразного водорода, кислотно-основные индикаторы изменяли свой цвет. В водных растворах соли слабых кислот ( Na 2 CO 3, KCN, Na 3 PO 4 и т.д.) проявляли свойства оснований, а кислые соли многоосновных кислот ( Na 2 Н PO 4, KHSO 4 и т.д.) выступали как кислоты.

Изображение слайда
23

Слайд 23

Протолитическая теория Бренстеда-Лоури, разработанная в 1923 году, дает более общие представления о кислотах и основаниях по сравнению с классической теорией электролитической диссоциации Аррениуса. Согласно протолитической теории кислот и оснований Бренстеда-Лоури к кислотам относятся вещества, способные отдавать протон; к основаниям – вещества, способные принимать протон. По этой теории кислотами являются, например, HCl, HNO 3, NH 4 +, НСN, а основаниями – ОНˉ, СО 3 2-, РО 4 3-, SCNˉ. Реакции кислотно-основного взаимодействия – это реакции обратимого переноса протона от кислоты к основанию.

Изображение слайда
24

Слайд 24

Каждое соединение, обладающее кислотно-основными свойствами, можно рассматривать как сопряженную протолитическую пару, т. е. каждой кислоте соответствует свое основание, образующееся при отщеплении протона: НА  Н + + А - кислота c опряженное основание 24

Изображение слайда
25

Слайд 25

Тогда реакцию кислотно-основного взаимодействия в общем виде можно представить так: НА + В  НВ + + А - кислота основание сопряженная сопряженное кислота основание Например : НCl + OH -  Н 2 O + Cl - кислота основание сопряженная сопряженное кислота основание Соединения, которые могут как присоединять, так и отдавать протон, т.е. являются одновременно и кислотами, и основаниями, называются амфолитами. Например, H 2 O, HCO 3 -, Н 2 РО 4 -, НРО 4 2- и т.п.

Изображение слайда
26

Слайд 26

АВТОПРОТОЛИЗ ВОДЫ Согласно протолитической теории процесс диссоциации воды записывается в следующем виде: Н 2 О + Н 2 О  Н 3 О + + ОН - кислота основание сопряженная сопряженное кислота основание Ион Н 3 О + называют ионом оксония по номенклатуре ИЮПАК. В отечественной литературе чаще употребляют другое название – ион гидроксония.

Изображение слайда
27

Слайд 27

Обозначив ион гидроксония через Н +, записываем схему диссоциации воды упрощенно: Н 2 О  Н + + ОН - Константа этого равновесия может быть записана как г де а - активность участников реакции. Поскольку активность воды при данной температуре постоянна, то произведение также будет постоянным. Его называют ионным произведением воды и обозначают символом К w.

Изображение слайда
28

Слайд 28

где  - коэффициент активности. При температуре 298,15 К значение К w =1,0  10 -14 В разбавленных растворах коэффициенты активности близки к единице, следовательно, можно записать: В химически чистой воде: 28

Изображение слайда
29

Слайд 29

Используя понятия показателя константы автопротолиза воды ( рК=-lgK w ), водородного ( рН=-lg[H + ] ) и гидроксидного ( рОН=-lg[OH - ] ) показателей, можно записать: pК w = рН + рОН = 14,0 В нейтральной среде рН = рОН = 7,0 В кислой среде рН  7 рОН  7 В щелочной среде рН  7 рОН  7 Процесс диссоциации воды эндотермичен (ΔН w = 56,070 кДж/моль), поэтому с ростом температуры К w увеличивается.

Изображение слайда
30

Слайд 30

СИЛЬНЫЕ КИСЛОТЫ И ОСНОВАНИЯ Сильные кислоты и основания при всех концентрациях в растворе диссоциированы практически нацело. К сильным кислотам относятся все галогеноводородные кислоты за исключением HF, хлорная (HClO 4 ), азотная (HNO 3 ) кислоты, серная кислота (H 2 SO 4 ) по первой ступени диссоциации и др. В растворах сильных кислот происходит полная ионизация кислоты по схеме: НА + H 2 O  Н 3 O + + А - 30

Изображение слайда
31

Слайд 31

Следовательно, концентрация ионов водорода в таких растворах равна концентрации кислоты (в единицах молярности). [H + ]=C  НА ; pH=-lg C НА ; pOH=14-(-lg C НА ) Например, в 0,1 М растворе HCl концентрация ионов водорода равна 0,1 моль/л и рН=1,0. 31

Изображение слайда
32

Слайд 32

Сильными основаниями являются водные растворы гидроксидов щелочных и щелочно-земельных металлов (КОН, NaOH, Ba ( OH ) 2 и др.). В растворах сильных оснований концентрация гидроксид-ионов вследствие полной ионизации основания в воде равна его общей концентрации. [OH - ]=C  B ; pOH=-lg C  B ; pH=14-(-lg C  B ) Например, в 0,1 М растворе NaOH концентрация ОН - -ионов равна 0,1 моль/л и р O Н=1,0; рН=13,0. 32

Изображение слайда
33

Слайд 33

Пример 1. Вычислить [H + ], [OH - ] и рН 0,05 М раствора HNO 3. HNO 3  H + + NO 3 - [H + ]= C  (HNO 3 ) =0,05 моль / л ; pH=-lg 0,05 = 1,30; 33

Изображение слайда
34

Слайд 34

Пример 2. Вычислить [H + ], [OH - ], рОН и рН 0,003 М раствора КОН. КОН  О H ˉ + К + [О H ˉ]= C  ( КОН)=0,003 моль/л; p О H =- lg 0,003 = 2,52; рН = - lg 3,33∙10 -12 = 11,48.

Изображение слайда
35

Слайд 35

СЛАБЫЕ КИСЛОТЫ И ОСНОВАНИЯ Слабые кислоты и основания диссоциированы в водном растворе неполностью. В водном растворе слабой кислоты существует равновесие: НА + Н 2 О  Н 3 О + + А – или упрощенно НА  Н + + А - которое характеризуется термодинамической константой диссоциации : где а – активность участников реакции;  - коэффициенты активности; К НА – концентрационная константа кислотной диссоциации.

Изображение слайда
36

Слайд 36

В разбавленных растворах коэффициенты активности близки к единице. Для приближенных расчетов принимаем К  НА  К НА. 36

Изображение слайда
37

Слайд 37: При расчете равновесий в растворах рекомендуется соблюдать следующую последовательность: 1) Написать уравнение химической реакции (равновесия) в ионной форме; 2) Записать выражение константы равновесия и найти ее численное значение; 3) С учетом величины константы равновесия обозначить равновесные концентрации реагирующих частиц (через х рекомендуется обозначать наименьшую равновесную концентрацию); 4) Подставить равновесные концентрации в выражение для константы равновесия и сделать возможные упрощения; 5) Выполнить расчет относительно х

Правила расчета ионных равновесий

Изображение слайда
38

Слайд 38

Т.к. для слабой кислоты К НА  1, обозначаем за х равновесные концентрации продуктов диссоциации: [Н + ] = х ; [А – ] = х. Равновесная концентрация недиссоциированных молекул кислоты равна: [НА] = С  НА – [Н + ] = С  НА – х Подставляем х и С  НА – х в выражение для константы диссоциации: и решаем квадратное уравнение относительно х : х 2 + К НА х – К НА С  НА = 0;

Изображение слайда
39

Слайд 39

Если К НА  10 -4 и С  НА >> К НА, то С  НА – х  С  НА и уравнение принимает вид: Отсюда 39

Изображение слайда
40

Слайд 40

Процесс диссоциации кислоты характеризуется степенью диссоциации, представляющей собой отношение концентрации диссоциированных молекул кислоты к исходной концентрации кислоты: 40

Изображение слайда
41

Слайд 41

Равновесие в растворе слабого основания B + Н 2 О  BН + + OH – характеризуется константой основной диссоциации : Обозначаем равновесные концентрации частиц в уравнении: [Н B + ] = х ; [OH – ] = х ; [B] = С  B – х и подставляем в выражение для константы диссоциации: Отсюда:

Изображение слайда
42

Слайд 42

Если К b B  10 -4 и С  B >> К b B Концентрация ионов водорода будет равна: 42

Изображение слайда
43

Слайд 43

Константы кислотной и основной диссоциации позволяют судить о силе кислот (оснований) и сравнивать их друг с другом. Чем больше константа кислотной (основной) диссоциации (чем меньше рК НА, рК В ), тем сильнее кислота или основание. Например, муравьиная кислота (К а НСООН =1,8  10 –4 ) сильнее, чем уксусная (

Изображение слайда
44

Слайд 44

Пример 1. Вычислить концентрацию [Н + ], рН и степень диссоциации 0,1 М раствора уксусной кислоты. СН 3 СООН  СН 3 СОО – + Н + 0,1 – х х х Так как К а НА  10 -4, х << 0,1 моль/л, можно принять, что 0,1 – х  0,1. Тогда: рН =- lg [ H + ] = - lg 1,33  10 -3 = 2,88

Изображение слайда
45

Слайд 45

Пример 2. Вычислить концентрацию ОН - и рН 0,1 М раствора аммиака. NH 3 + H 2 O  NH 4 + + OH - 0,1 – х х х Так как К b (NH 3 )  10 -4, х << 0,1 моль/л, то 0,1– х  0,1. рН =-lg[H + ] = -lg 7,52  10 -12 = 11,12.

Изображение слайда
46

Слайд 46

Пример 3. Вычислить [СH 3 COO - ] и рН 0,1 М раствора уксусной кислоты в присутствии 0,1 М раствора НCl. В растворе смеси сильной и слабой кислот существуют следующие равновесия: СН 3 СООН  СН 3 СОО – + Н + 0,1 – х х х HCl  Сl – + Н + 0,1 0,1 0,1 Суммарная равновесная концентрация ионов Н + в смеси двух кислот равна х + 0,1.

Изображение слайда
47

Слайд 47

Учитывая, что x  0,1, можно упростить уравнение. x = [СН 3 СОО – ] = 1,74  10 -5 моль/л. [H + ] = C°(НСl) = 0,1 моль/л; pH=-lg 0,1 = 1.

Изображение слайда
48

Слайд 48

Выводы: 1) Концентрация ацетат-ионов в присутствии сильной кислоты резко уменьшилась (в 100 раз). Следовательно, рН является мощным регулятором концентрации аниона слабой кислоты. 2) Концентрация ионов водорода в смеси сильной и слабой кислот практически полностью определяется концентрацией сильной кислоты. 48

Изображение слайда
49

Слайд 49: МНОГООСНОВНЫЕ СЛАБЫЕ КИСЛОТЫ

Многоосновные слабые кислоты диссоциируют в несколько ступеней, каждая из которых характеризуется константой ступенчатой диссоциации: Н 2 А  Н + + HА - С 0 Н 2 А – х х х НА -  Н + + А 2- x - y x + y y где x, y – концентрация ионов водорода при диссоциации кислоты по I и II ступеням диссоциации соответственно.

Изображение слайда
50

Слайд 50

Если первая константа диссоциации значительно больше второй, то (x + y)  x, (x – y)  x; Концентрация ионов водорода в растворе многоосновной кислоты, ступенчатые константы диссоциации которой различаются на четыре и более порядка, определяется диссоциацией кислоты по первой ступени. [Н + ] = 50

Изображение слайда
51

Слайд 51

Пример 1. Вычислить концентрацию ионов Н +, Н 2 P O 4 -, Н P O 4 2-, P O 4 3- в 0,1М растворе Н 3 P O 4. Диссоциация фосфорной кислоты происходит по трем ступеням: по первой ступени Н 3 P O 4  Н + + Н 2 P O 4 - X x по второй ступени Н 2 P O 4 -  Н + + Н P O 4 2- 51

Изображение слайда
52

Слайд 52

по третьей ступени Н P O 4 2-  Н + + P O 4 3- Поскольку К а 1 > 10 -4 решаем квадратное уравнение: х 2 + 7,6  10 –3 х – 7,6 10 –4 = 0

Изображение слайда
53

Слайд 53

Концентрация аниона, образующегося в результате диссоциации фосфорной кислоты по второй ступени, численно равна К а 2. [Н P O 4 2- ] = К а 2 = 6,2  10 –8 моль/л. Подставляя рассчитанные значения [Н + ] и [Н P O 4 2- ] в уравнение диссоциации Н 3 P O 4 по третьей ступени, находим концентрацию иона P O 4 3- :

Изображение слайда
54

Слайд 54: СОЛИ СЛАБЫХ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ

Для сопряженного основания: А - + HOH  HА + OH - Чем больше константа кислотной диссоциации кислоты, тем слабее сопряженное с ней основание. C опряженное с муравьиной кислотой основание – формиат-ион НСОО – слабее основания – ацетат-иона СН 3 СОО – 54

Изображение слайда
55

Слайд 55

Для сопряженной кислоты: BH + + HOH  B + Н 3 O + где [Н + ]=[ H 3 O + ]. Чем больше константа основной диссоциации основания, тем слабее сопряженная с ним кислота. C опряженная с аммиаком кислота – аммоний-катион NH 4 + ( ) слабее кислоты – иона С 2 Н 5 NH 3 + 55

Изображение слайда
56

Слайд 56

Пример 1. Вычислить рН и степень основной диссоциации ацетат-иона в 0,1 М СН 3 СООNa. СН 3 СОО – + Н 2 О = СН 3 СООН + ОН – 0,1 – х х х Так как << 10 -4 : рОН = -lg 7,58  10 –6 = 5,12 и рН = 8,88. Степень основной диссоциации иона СН 3 СОО – :

Изображение слайда
57

Слайд 57

Пример 2. Вычислить рН 0,01 М раствора СH 3 CH 2 NH 3 С l. СН 3 СН 2 NH 3 + + Н 2 О = СН 3 СН 2 NH 2 + Н 3 О + 0,01-x x x рН = 6,34. 57

Изображение слайда
58

Слайд 58: АМФОЛИТЫ

К амфолитам относятся вещества, которые в растворе могут быть как донорами, так и акцепторами протонов. К ним относятся Н 2 О, НСО 3 –, НС 2 О 4 –, Н 2 РО 4 – и др. Например, ион НСО 3 – может как отдавать, так и принимать протоны: НСО 3 –  Н + + СО 3 2- (1) 58

Изображение слайда
59

Слайд 59

НСО 3 – + Н 2 О  Н 2 СО 3 + ОН – (2) Гидроксил-ионы, выделяющиеся в процессе (2), взаимодействуют с ионами водорода, образующимися по схеме (1): Н + + ОН -  Н 2 О K w = [Н + ][ O Н - ] 59

Изображение слайда
60

Слайд 60

По уравнению (1) [Н + ]=[СО 3 2- ] по уравнению (2) [ОНˉ]=[Н 2 СО 3 ] равновесная концентрация ионов водорода равна: [Н + ]=[СО 3 2- ]– [Н 2 СО 3 ] (3) Выразим концентрацию ионов СО 3 2- и Н 2 СО 3 из уравнений констант равновесий процессов (1) и (2):

Изображение слайда
61

Слайд 61

Подставляем в уравнение (3) концентрации ионов СО 3 2- и Н 2 СО 3 : 61

Изображение слайда
62

Слайд 62

Если К а 1 << [НСО 3 – ] (концентрация этого иона известна по условию), то величиной К а 1 в знаменателе можно пренебречь. Тогда рН раствора NaHCO 3 равен: Для Na 2 HРO 4 соответственно:

Изображение слайда
63

Слайд 63: БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ

63 Растворы, содержащие либо слабую кислоту и ее соль, либо слабое основание и его соль, называются буферными. Сущность буферного действия заключается в том, что один из компонентов буферной системы может связывать ионы водорода, а другой - гидроксил-ионы в молекулы слабой кислоты, слабого основания и воды.

Изображение слайда
64

Слайд 64

64 CH 3 COO – + Н +  CH 3 COOH CH 3 COOH + ОН –  CH 3 COO – + Н 2 О NH 3 + H +  NH 4 + NH 4 + + ОН -  NH 3 + Н 2 О Буферные системы характеризуются двумя параметрами: значением создаваемого рН и буферной емкостью. Ацетатный буфер (СН 3 СООН + СН 3 СООNa) ; Аммонийный буфер (NH 4 OH + NH 4 Cl).

Изображение слайда
65

Слайд 65

1. Рассчитаем рН ацетатного буферного раствора: CH 3 COOH  CH 3 COO – + Н + С к -x х х CH 3 COONa  CH 3 COO – + Na + С c С c С c где С к – концентрация кислоты; С с – концентрация соли. х << С к и х << C с С с + х  С с С к - х  С к

Изображение слайда
66

Слайд 66

66 2. Рассчитаем рН аммонийного буферного раствора: NH 3 + HOН  NH 4 + + OH С осн - x x x NH 4 Cl  NH 4 + + Cl – С с С с С с

Изображение слайда
67

Слайд 67

67 Способность буферного раствора поддерживать постоянное значение рН определяется его буферной емкостью. Буферная емкость характеризуется количеством вещества (моль) сильной кислоты или сильного основания, которое требуется ввести в 1 л буферного раствора, чтобы изменить его рН на единицу. Математически буферная емкость  равна производной: где dx – концентрация сильной кислоты или сильного основания, введенных в буферную смесь.

Изображение слайда
68

Слайд 68

dC x – концентрация введенной сильной кислоты или сильного основания, равная изменению концентрации соответствующего компонента буферного раствора. Учитывая равновесия, возникающие в кислотном буферном растворе при введении в него сильного основания, и проведя соответствующие математические преобразования, можно получить уравнение: + HCl : + NaOH : где K HA – константа диссоциации кислоты; С – общая концентрация буферного раствора ([ HA ]+[ A - ]).

Изображение слайда
69

Слайд 69

находится в пределах от 10 до 0.1, что соответствует двум единицам рН, т.е. рН = рК  1 69 Максимальная буферная емкость реализуется при одинаковой концентрации компонентов буферного раствора. Расчеты показывают, что величина рН буферных систем остается практически постоянной, если отношение концентраций компонентов или

Изображение слайда
70

Слайд 70

Пример 1. Вычислить рН раствора, состоящего из 0,2 М CH 3 COOH и 0,15 M CH 3 COOК. CH 3 COOH  CH 3 COO – + Н + С к -x х х CH 3 COO К  CH 3 COO – + К + С c С c С c В буферном растворе х << 0,15 и 0,15 + х  0,15, а также 0,20 + х  0,20 рН = 4,63

Изображение слайда
71

Слайд 71

71 Кислотно-основные индикаторы Кислотно-основные индикаторы – это органические соединения сложной структуры, которые изменяют свою окраску в зависимости от рН раствора. Согласно ионной теории кислотно-основные индикаторы – слабые кислоты или основания, недиссоциированные молекулы которых и анионы имеют различную окраску. Метиловый оранжевый: HInd  H+ + Ind- кр желт

Изображение слайда
72

Слайд 72

Интервал pH, при котором индикатор изменяет свою окраску, называется интервалом перехода индикатора. Особенность человеческого глаза такова, что он перестает замечать присутствие одной из окрашенных форм, если концентрация ее в 10 раз меньше, чем другой.

Изображение слайда
73

Слайд 73

73 Осаждение и растворение малорастворимых соединений Раствор, находящийся в состоянии равновесия с осадком, называется насыщенным. Равновесие малорастворимого соединения Sr SO 4 с его насыщенным раствором, в котором Sr SO 4 диссоциирует нацело: SrSO 4 ( тв )  Sr 2+ (p) + SO 4 2– (p) количественно характеризуется константой равновесия :

Изображение слайда
74

Слайд 74

74 Активность твердого соединения является величиной постоянной, поэтому она может быть включена в константу: Величину ПР°( SrSO 4 ) называют термодинамическим произведением растворимости или произведением активностей. Значения ПР 0 для малорастворимых соединений приводятся в справочниках.

Изображение слайда
75

Слайд 75

75 Т.к. активности ионов равны их концентрациям, умноженным на коэффициенты активности, уравнение можно записать: Величину ПР( SrSO 4 )=[ Sr 2+ ][SO 4 2– ] называют концентрационным произведением растворимости. Коэффициенты активности, следовательно, концентрационное произведение растворимости зависят от ионной силы раствора. При нулевой ионной силе численные значения ПР и ПР 0 совпадают.

Изображение слайда
76

Слайд 76

76 УСЛОВИЯ ВЫПАДЕНИЯ И РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ Свойство насыщенного раствора сохранять постоянным произведение активностей (концентраций) ионов в соответствующих степенях называют правилом произведения растворимости. Если произведение концентраций ионов больше ПР, то такой раствор называют пересыщенным. Пересыщенный раствор может быть метастабильным, из которого осадок самопроизвольно не образуется, и лабильным. В лабильном пересыщенном растворе будет происходить образование осадка и концентрации ионов в растворе будут уменьшаться до тех пор, пока ПИ станет равным ПР.

Изображение слайда
77

Слайд 77

77 Если произведение концентраций ионов в растворе меньше ПР, т.е. раствор будет ненасыщенным. Растворение осадка, т.е. переход вещества из твердого состояния в раствор, будет происходить до тех пор, пока произведение концентраций ионов (ПИ) не станет равным ПР.

Изображение слайда
78

Слайд 78

78 Пример 1. Выпадет ли осадок Mg(OH) 2 при добавлении к 50 мл 0,2 М раствора MgCl 2 равного объема 0,2 М раствора аммиака? Вычислим концентрации растворов после смешения: Рассчитаем концентрацию [OH – ] в растворе NH 3 : NH 3 + H 2 O = NH 4 + + OH – 0,1 - х х х

Изображение слайда
79

Слайд 79

79 поскольку 0,1- х  0,1 ПИ = [Mg 2+ ][OH – ] 2 = 0,1(1,33  10 –3 ) 2 = 1,76 10 –7 ПР(Mg(OH 2 ) = 6 10 –10 Так как произведение концентраций ионов больше произведения растворимости, осадок будет выпадать.

Изображение слайда
80

Слайд 80

80 РАСТВОРИМОСТЬ ОСАДКОВ Равновесная концентрация иона стронция в насыщенном растворе, т.е. растворимость SrSO 4 в воде равна: Согласно данному уравнению растворимость зависит от ряда факторов: 1. Природы вещества, т.е. от произведения растворимости малорастворимого соединения. Например, растворимость осадка AgI будет значительно ниже растворимости осадка AgCl

Изображение слайда
81

Слайд 81

81 где  Н – изменение энтальпии при растворении. Процесс растворения большинства малорастворимых соединений в воде эндотермичен (  Н > 0), поэтому с повышением температуры растворимость осадков, как правило, увеличивается. 2. Температуры. Зависимость ПР от температуры передается уравнением изобары химической реакции

Изображение слайда
82

Слайд 82

82 3. Ионной силы раствора. В присутствии посторонних электролитов коэффициенты активности будут уменьшаться, а растворимость возрастать за счет «солевого эффекта». 4. В соответствии с правилом ПР, если концентрация одного из ионов, входящих в выражение ПР, увеличивается, то концентрация другого уменьшается. Поэтому в присутствии одноименного иона растворимость малорастворимого соединения уменьшается. 5. Влиять природа растворителя, образование малодиссоциированных соединений и т.д.

Изображение слайда
83

Слайд 83

83 Пример 1. Вычислить растворимость H g 2 Cl 2 в воде. H g 2 Cl 2 тв  Hg 2 2+ + 2C l ˉ x 2 x ПР( Hg 2 Cl 2 ) =[ Hg 2 2+ ]. [ Cl ˉ ] 2 = 1,3. 10 –18 ПР( Hg 2 Cl 2 ) = (2 х ) 2 х = 4 х 3 = 1,3. 10 –18

Изображение слайда
84

Слайд 84

84 ВЫВОД ОБЩЕГО УРАВНЕНИЯ ДЛЯ РАСЧЕТА РАСТВОРИМОСТИ ПО ДАННЫМ О ПР Равновесие малорастворимого соединения М n A m с его насыщенным раствором выражается урвнением: М n A m = nM + mA Обозначим растворимость соединения через S моль/л. Равновесные концентрации ионов в этом растворе будут равны: [М] = [nS] [А] = [mS] Подставляем эти значения в выражение произведения растворимости ПР° = [nS] n [mS] m  n M  m A При ионной силе раствора I < 0,001.  n M =  m A = 1, поэтому ПР = [nS] n [mS] m

Изображение слайда
85

Слайд 85

85 Из этого уравнения выражаем S :

Изображение слайда
86

Слайд 86

ВЛИЯНИЕ ОДНОИМЕННОГО ИОНА НА РАСТВОРИМОСТЬ ОСАДКОВ Пример 1. Вычислить растворимость Ag 2 C 2 O 4 : а)в воде; б) в 0,2 М Na 2 C 2 O 4. Ag 2 C 2 O 4 тв  2Ag + + C 2 O 4 2– 2x x Растворимость Ag 2 C 2 O 4 в воде составляет 2,05. 10 –4 моль/л.

Изображение слайда
87

Слайд 87

87 б) Ag 2 C 2 O 4 тв  2 Ag + + C 2 O 4 2– 2x x Na 2 C 2 O 4  2Na + + C 2 O 4 2– 0,2 0,4 0,2+ x Принимаем х + 0,2  0,2;

Изображение слайда
88

Слайд 88: ОСАЖДЕНИЕ КАТИОНОВ ТРЕТЬЕЙ АНАЛИТИЧЕСКОЙ ГРУППЫ (Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+ )

88 Для осаждения используют групповой реагент 1,0 М раствор H 2 SO 4. ПР(CaSO 4 ) = 2,5. 10 –5 ; ПР(SrSO 4 ) = 3,2. 10 –7 ; ПР(BaSO 4 ) = 1,1. 10 –10. Наиболее растворимым является сульфат кальция.

Изображение слайда
89

Слайд 89

89 Будет ли достигнута полнота осаждения CaSO 4, SrSO 4 и BaSO 4 в 1М растворе H 2 SO 4, если начальные концентрации ионов Ba 2+, Ca 2+ и Sr 2+ равны 0,1 моль/л. В водном растворе H 2 SO 4 преобладает ион HSO 4 – (К а = 1,15. 10 –2 ). При осаждении ионов Ba 2+ устанавливается равновесие: Ba 2+ + HSO 4 -  BaSO 4  + H + x 0,9+ x 1,1- x

Изображение слайда
90

Слайд 90

90 Если через х обозначим равновесную концентрацию ионов B a 2+, тогда 0,1- х ионов бария выпало в осадок, столько же израсходовалось кислоты и ее равновесная концентрация выразится как [HSO 4 - ] = 1 – (0,1- x ) = 0,9 + x. Соответственно концентрация протонов составит: [H + ] = 1 + (0,1 – x ) = 1,1 – x. Если x << 0,9, то 0,9 + х = 0,9, а 1,1 – х = 1,1. При осаждении ионов Ва 2+ 1М раствором H 2 SO 4 концентрация ионов бария снижается от 0,1 до 1,17. 10 –8 моль/л. В этом случае полнота осаждения достигается, т.к. 1,2. 10 –8 моль/л < 1. 10 –6 моль/л.

Изображение слайда
91

Слайд 91

91 Используя аналогичный подход выполним расчеты для осаждения ионов Ca 2+ : Ca 2+ + HSO 4 -  CaSO 4  + H + x 0,9+ x 1,1- x Полученное значение [Ca 2+ ] = 2,65. 10 –3 моль/л >> 10 –6 моль/л. Следовательно, осаждение ионов Ca 2+ будет неполным.

Изображение слайда
92

Слайд 92

92 При осаждении ионов Sr 2+ : Sr 2+ + HSO 4 – = SrSO 4  + H + x 0,9 +x 1,1 -x Ионы Sr 2+ осаждаются в большей степени, чем ионы Са 2+. Однако и в этом случае полнота осаждения не достигается, поскольку [Sr 2+ ] = 3,4. 10 –5 > 1. 10 –6 моль/л.

Изображение слайда
93

Слайд 93: РАЗДЕЛЕНИЕ ИОНОВ МЕТОДОМ ОСАЖДЕНИЯ

93 Разделение ионов методом осаждения основано на различной растворимости соединений с одинаковым анионом. 1. Разделение ионов Ba 2+ и Sr 2+ с использованием сульфата натрия. Если к раствору, содержащему равные количества ионов Ba 2+ и Sr 2+ (0,1 моль/л), постепенно приливать раствор Na 2 SO 4, то первым выпадет осадок BaSO 4, т.к. ПР(BaSO 4 ) = 1,1. 10 –10 меньше ПР(SrSO 4 ) = 3,2. 10 –7. Концентрация сульфат-иона, при которой достигается полнота осаждения иона Ва 2+ (1. 10 –6 моль/л), будет равна:

Изображение слайда
94

Слайд 94

94 Рассчитаем, при какой концентрации ионов SO 4 2– начнется осаждение SrSO 4. << 1,1  10 –4 моль/л Таким образом, действием сульфата натрия на смесь катионов бария и стронция отделить барий от стронция нельзя.

Изображение слайда
95

Слайд 95

95 2. Разделение ионов Ba 2+ и Sr 2+ с использованием хромата калия. Если к раствору, содержащему равные количества ионов Ва 2+ и Sr 2+, постепенно приливать раствор хромата калия, то первым выпадет осадок ВaCrO 4, т.к. ПР(BaCrO 4 ) = 1,2  10 –10 меньше ПР(SrCrO 4 ) = 3,6 10 –5. Начальные концентрации ионов Ba 2+ и Sr 2+ в растворе равны 0,1 моль/л. Рассчитаем, при какой концентрации хромат-ионов достигается полнота осаждения иона Ва 2+. Рассчитаем, при какой концентрации CrO 4 2– начинается осаждение SrCrO 4 :

Изображение слайда
96

Слайд 96

96 3. Разделение ионов Ba 2+ и Sr 2+ с использованием дихромата калия. Растворы дихромата калия имеют кислую реакцию, обусловленную процессами: Cr 2 O 7 2– + H 2 O = 2HCrO 4 – HCrO 4 – = H + + CrO 4 2– Протекание этих реакций зависит от рН раствора.

Изображение слайда
97

Слайд 97

97 При осаждении иона бария дихроматом калия устанавливается равновесие: 2Ba 2+ + Cr 2 O 7 2- + H 2 O  2BaCrO 4  + 2H +

Изображение слайда
98

Слайд 98

98 Рассчитаем, при каком рН ионы бария будут полностью осаждены 0,05М раствором K 2 Cr 2 O 7 ? [H + ] = 9  10 -5 моль/л, рН=4,05. При каком рН начнется осаждение SrCrO 4 при действии 0,05М раствором K 2 Cr 2 O 7 ? 2Sr 2+ + Cr 2 O 7 2- + H 2 O  2SrCrO 4  + 2H +

Изображение слайда
99

Слайд 99

99 [H + ]=3,01  10 -5 моль/л, рН=4,52. Для осаждения ионов бария в присутствии ионов стронция к уксуснокислому раствору добавляют раствор СН 3 СООNa до рН=4,5 по универсальному индикатору, после чего добавляют по каплям раствор К 2 Сr 2 О 7 до тех пор, пока раствор над осадком не окрасится в оранжево-желтый цвет. Появление такой окраски свидетельствует об избытке ионов Cr 2 O 7 2– в растворе. При этом концентрация ионов CrO 4 2– оказывается достаточной только для осаждения ВаСrО 4.

Изображение слайда
100

Слайд 100

100 ПРЕВРАЩЕНИЕ ОДНОГО ОСАДКА В ДРУГОЙ (КАРБОНИЗАЦИЯ) В аналитической химии часто применяют реакции, в которых одно малорастворимое соединение при действии соответствующего реагента превращается в другое малорастворимое соединение. Например, осадок SrSO 4 (ПР(SrSO 4 ) = 3,2. 10 –7 ) легко превращается в SrСO 3 (ПР(SrСO 3 ) = 1,1. 10 –10 ) при действии раствором Na 2 CO 3. Для того, чтобы перевести сульфаты бария стронция и кальция в раствор, их сначала превращают в карбонаты – соли, растворимые даже в слабой уксусной кислоте. С этой целью осадки CaSO 4, SrSO 4 и BaSO 4 обрабатывают нагретым насыщенным раствором соды. Этот процесс получил название « карбонизация ».

Изображение слайда
101

Слайд 101

101 В процессе карбонизации SrSO 4 устанавливается равновесие: SrSO 4 тв + CO 3 2–  SrCO 3 тв + SO 4 2– Величина константы показывает, что это равновесие сдвинуто вправо. Поэтому для перевода SrSO 4 в SrCO 3 достаточно однократного проведения карбонизации. Если сопоставить произведения растворимости BaSO 4 ( ПР ( Ba SO 4 ) = 1,1. 10 –10 ) и BaСO 3 ( ПР ( Ba СO 3 ) = 5,1. 10 –9 ), можно предположить, что перевести сульфат бария в карбонат нельзя.

Изображение слайда
102

Слайд 102

102 В процессе карбонизации BaSO 4 устанавливается равновесие: BaSO 4 тв + CO 3 2–  BaCO 3 тв + SO 4 2– Величина константы мала. Тем не менее осадок BaCO 3 будет выпадать, если произведение растворимости его оказывается превышенным.

Изображение слайда
103

Слайд 103

103 УСЛОВНОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ Для расчета равновесий в системе раствор – осадок при наличии побочных реакций используют условное произведение растворимости ПР´. Условным произведением растворимости называется произведение суммарной концентрации всех форм существования катиона малорастворимого соединения на суммарную концентрацию всех форм существования аниона этого соединения с учетом стехиометрических коэффициентов. Условное произведение растворимости ПР´ связано с истинным ПР соотношением: ПР ´ = ПР  М  А где  М – коэффициент побочных реакций для катиона;  А – коэффициент побочных реакций для аниона.

Изображение слайда
104

Слайд 104

104 РАСТВОРЕНИЕ ОСАДКОВ Пример 1. Вычислить растворимость СаС 2 О 4 в 0,1 М растворе НСl. При растворении СаС 2 О 4 в сильной кислоте протекают реакции: СаС 2 О 4 тв = Са 2+ + С 2 О 4 2 – СаС 2 О 4 тв + Н + = Са 2+ + НС 2 О 4 –

Изображение слайда
105

Слайд 105

105 СаС 2 О 4 + 2Н + = Са 2+ + Н 2 С 2 О 4 где К 1 а и К 2 а – константы ступенчатой ионизации щавелевой кислоты. Растворимость СаС 2 О 4 равна: S = [Ca 2+ ] = [C 2 O 4 2– ] + [HC 2 O 4 – ] + [Н 2 С 2 О 4 ]

Изображение слайда
106

Слайд 106

106 Умножим обе части уравнения на [Са 2+ ] и вынесем за скобки, тогда: Выражение в скобках в уравнении обозначим Уравнение для расчета растворимости оксалата кальция в растворе сильной кислоты имеет вид:

Изображение слайда
107

Слайд 107

107 Так как константы К р ´ и К р ´ ´ невелики, то равновесную концентрацию ионов водорода можно приравнять к исходной концентрациии хлороводородной кислоты (с(НСl) = [Н + ] = 0,1 моль/л). Коэффициент равен:

Изображение слайда
108

Слайд 108

108 Максимальный вклад дает растворение с образованием щавелевой кислоты. Можно считать преобладающим равновесие: Ca С 2 О 4тв + 2 H +  Ca 2+ + H 2 С 2 О 4 0,1-2 x x x x = 2,7  10 -3 моль/л

Изображение слайда
109

Слайд 109

109 Пример 2. Рассчитать растворимость СаСО 3 в 0,1М растворе HCl. При растворении карбоната кальция в кислоте протекают реакции: CaCO 3 тв  Ca 2+ + CO 3 2– П P(CaCO 3 )=[Ca 2+ ][CO 3 2– ]=3,8  10 -9 CaCO 3 тв + H +  Ca 2+ + HCO 3 –

Изображение слайда
110

Слайд 110

110 CaCO 3 тв + 2H +  Ca 2+ + H 2 CO 3 2x 0,05-x 0,05-x В связи с тем, что К  р и К p – большие, расход ионов водорода будет значительным, поэтому необходимо рассчитать равновесную концентрацию ионов водорода. Так как К p значительно больше К р, то расчет проводится по второму уравнению. На растворение одного моля CaCO 3 расходуется два иона водорода. Обозначим через 2x равновесную концентрацию ионов водорода, тогда [Ca 2+ ]=[ H 2 CO 3 ]= (0,05-x)

Изображение слайда
111

Слайд 111

111 Если x  0,05, то 0,05-x  0,05 x = 1,88  10 -6 моль/л [H + ]= 2x = 3,76 10 -6 моль/л

Изображение слайда
112

Слайд 112

РАСТВОРЕНИЕ ПОД ДЕЙСТВИЕМ СЛАБЫХ КИСЛОТ Пример 1. Рассчитать растворимость СаС 2 О 4 в 0,1 М растворе CH 3 COOH. При растворении протекает реакция: СаС 2 О 4тв + 2СН 3 СООН  Са 2+ + 2СН 3 СОО – + Н 2 С 2 О 4 0,1-2 х х 2 х х

Изображение слайда
113

Слайд 113

113 Поскольку величина константы равновесия мала, то 0,05-х ≈ 0,05 х = 3,5∙10 -5 моль/л. Растворимость СаС 2 О 4 в 0,1 М растворе СН 3 СООН равна 3,5∙10 -5 моль/л. Оксалат кальция практически нерастворим в 0,1 М растворе СН 3 СООН. Следовательно, для растворения осадка СаС 2 О 4 рекомендуется использовать сильные минеральные кислоты.

Изображение слайда
114

Слайд 114

114 Пример 2. Рассчитать растворимость СаСО 3 в буферном растворе при рН=4. CaCO 3 тв + 2H +  Ca 2+ + H 2 CO 3 10 -4 x x х = 1,34 моль/л Условное произведение растворимости при рН=4: П P´(CaCO 3 )=[Ca 2+ ][CO 3 2– ]´

Изображение слайда
115

Последний слайд презентации: Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций

115 [CO 3 2– ]´ = [CO 3 2– ] + [HCO 3 – ] + [ Н 2 CO 3 ]

Изображение слайда