Общее число растворенных молекул

К занятиям3-4-5

ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИИ

ПЛАН:

1.Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты.

2.Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели.

3.Растворимость.

4.Равновесие в гетерогенной системе раствор-осадок. Произведение растворимости (ПР).

5.Условия образования и растворения осадков.

Литература

Основные источники:

1.Ищенко А.А., «Аналитическая химия». М.: Академия, 2007.

2.Полеес М.Э., Душечкина И.Н. «Аналитическая химия. М.: Медицина, 1994.

Дополнительные источники:

1. Пономарев В.Д. «Аналитическая химия». Москва «Медицина» 1998.

2. Учебно-методические пособия, разработанные преподавателями колледжа.

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ.

Образование раствора – это сложный процесс. В растворах происходит взаимодействие между растворенным веществом и растворителем.

Взаимодействие их приводит к образованию сольватов(гидратов-если растворитель вода).

В ряде растворов в результате взаимодействия растворенного вещества и растворителя происходит электролитическая диссоциация растворенного вещества – образование ионов. Поэтому растворы различают по способности проводить электрический ток: электролиты, неэлектролиты..

Электролиты– это соединения, молекулы которых в растворах или в расплавах находятся в виде ионов.( Т.е. это вещества,которые диссоциируют на катионы и анионы)

Диссоциация электролитов характеризуется степенью электролитической диссоцации (α).

α = Число диссоциированных молекул

общее число растворенных молекул

Степень диссоциации αравна отношению числа диссоциированных молекул к общему числу растворенных молекул в единице объема раствора.

Степень диссоциации может быть выражена в долях и процентах (0≤ α ≥ 1) и (0%≤α ≥100%).

Например, выражение «степень диссоциации СН₃СООН в 0,01 М растворе при данной температуре равна 0,014» означает , что 1,4% уксусной кислоты в этом растворе продиссоциировало, а 98,6% находится в виде недиссоциированных молекул.

Степень диссоциации определяют экспериментально.

Степень диссоциации зависит

· от природы вещества электролита,

· растворителя,

· температуры и

· концентрации раствора.

Различают: сильные, слабые электролиты.

Сильные электролиты

-кислоты, основания, большинство солей.

У них α 1( 100%), но экспериментально α <1.

Это объясняется теорией электролитов(Дэбай,Хюккель):вокруг ионов в растворе

образуется ионная атмосфера.(Рис. а,б,в)

Рис.а Рис.б Рис.в

Влияние ее сказывается значительно только в концентрированных растворов.

При увеличении концентрации свойства раствора отклоняются от свойств идеального раствора, и кажется, будто реальная концентрация ионов становится меньше (т.к. меньше электропроводимость среды -ионная атмосфера как бы «тормозит» движение носителей зарядов).

Активность иона (a)- эффективная, кажущаяся концентрация, в соответствии с которой ионы вступают в химические взаимодействия.

Коэффициент активности (f). -мера отклонения активности иона от его концентрации.Он равен отношению активности иона к истинной концентрации иона: f= а/С, следовательно

а=fc

В идеальных растворах и близких к ним по свойствам разбавленных(C≤10^-3 моль/л) растворах f→1 и а → С.

Отклонения от идеального состояния объясняется не только влиянием концентрации ионов, но и влиянием их заряда.

Оба эти фактора учитывает величина

Ионная сила раствора –μ ( или I)

Она равна численно равна полусумме произведения концентраций всех ионов (Сi, моль/л) в растворе на квадрат заряда каждого иона (Z_i):

I = 1/2 * Σ(С_i*z_i²]

Пример.