химический каталог




Физическая химия

Автор Б.П.Никольский, Н.А.Смирнова, М.Ю.Панов, Н.В.Лутугина и др.

и просушить фильтровальной бумагой. Подключить электроды к ионо-меру (ИСЭ—в гнездо «Изм», хлорсеребряный электрод—в гнездо «Всп»).

3. Иономер поставить в режим мВ; -|~мВ, ан (при работе с электродами CI", N0") или —мВ, кат (при работе с электродами Са2+, К4"), интервал «—1—19». Определив грубо значение э.д.с. Е для первого стандартного раствора, переключить иономер на диапазон 0—1, ручку «начало шкалы» вывести на значение Е, определенное в интервале «с— 1—19». В данном режиме измерить точное значение Е.

4. Измерить значение Е для второго (0,01т) и третьего (0,1т) стандартных растворов.

5. Построить график зависимости полученных экспериментально значений э. д. с. от отрицательного логарифма активности данного иона (рК, Са, pN03, рС1), взяв справочные значения коэффициентов активности. Определить экспериментальное значение углового коэффициента калибровочной кривой Е—рА.

6. Получить раствор с неизвестной концентрацией исследуемого иона и, измерив э.д.с. элемента с этим раствором, определить по графику значение рА для данного раствора.

7. Проверить полученное значение рА и, получив у преподавателя значение коэффицента активности, рассчитать концентрацию (молярность) исследуемого раствора.

Глава X

ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Раствор электролита представляет собой сложную систему из частиц определенного н переменного состава, образующихся из исходных веществ н находящихся друг с другом в динамическом равновесии, что может быть описано законом действия масс. Реальный состав раствора складывается в результате химических взаимодействий. Кроме сольватации, определяющими в этом отношении являются протолитические реакции, оксред-реакции н комплексооб* разоваиие,

Х.1. КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ РАВНОВЕСИЯ

X. 1.1. Протолитическая теория кислот и оснований

Протон характеризуется небольшой массой и размером, отсутствием электронной оболочки. Именно эти свойства отражаются в его способности чрезвычайно охотно вступать в растворе в химическое взаимодействие с образованием кислот и оснований.

К 20-м гг. было твердо установлено, что кислотно-основные свойства обусловлены как участием иона Н+, так и взаимодействием с растворителем и проявляются не только в водных растворах. Отмечалось, что некоторые растворители обладают амфотерными свойствами, что приводит к их ионизации. Налицо были необходимые предпосылки для теории, которая позволила бы дать такие определения кислоты и основания, которые «...логически связывали понятия кислоты и основания друг с другом, освещали причину исключительного положения этих веществ и, наконец, позволили бы определять кислоты и основания, свойства которых проявляются универсально в различных растворителях» (Бренстед).

Независимо Бренстед и Лаури предложили протолитическую теорию кислот и оснований, дальнейшая разработка которой преимущественно принадлежит Бренстеду. Теория позволяет рассматривать диссоциацию кислот и оснований с единой точки зрения как диссоциацию кислотную.

По Бренстеду диссоциация кислоты — это процесс отщепления иона водорода (протона) с образованием сопряженного с данной кислотой основания. Отсюда и определение кислоты как донора протона, а основания — акцептора его. Отщепление или присоединение протона возможно только при наличии второй сопряженной пары кислота — основание:

Кислота! + Основание2 Основание! + Кнслота2. (X. I)

Вторую кислотно-основную систему составляет растворитель. Возможность и направление протолитического процесса определяется сродством к протону как растворенной кислоты, так и растворителя. Эти факторы обуславливают силу кислоты в данном растворителе. Таким образом, взаимодействие кислоты (основания) с растворителем приводит к переходу иона Н+ от одной сопряженной пары кислота — основание к другой. Процессы, которые сопровождаются переходом протона, получили название протолитических.

Если вещество НА содержит протондонорную группу, а растворитель HL обладает основными свойствами, то в таком про-тофильном растворителе вещество НА ведет себя как кислота:

HA + HL +±t A" + H2L+. (Х.2)

где А—основание, сопряженное с кислотой НА; H2Lf—ион лиония; образующийся в водных растворах ной НзО+ носит название иона оксония, гид-роксония или гидрония.

Кислотой может быть молекула, как НС1, H2S04 или

СН3СООН, анион-HSO4, катион - NI-Ц, Fe(H20)8*, R-NHJ. комплексное соединение, например, [Со^На^ИгО]3*. Сопряженными основаниями служат анионы СГ, HS04, SO\~, катионы — FeOH(H20)i+, молекулы — NH3 и R - NH2.

Применим к равновесию процесса (X. 2) закон действия масс:

a A H2L*/ НА HL

Константа Яа, выраженная через активности а участвующих в протолитической реакции веществ, — это истинная или термодинамическая константа протолитической диссоциации кислоты НА. Так как для разбавленных растворов активность растворителя можно принять постоянной, а активность aHiL+ обычно

обозначают как активность ионов водорода h, то для кислотной диссоциации имеем:

К а = АаА/аНА- (Х- 3)

Протолитическое взаимодействие основания В с растворителем, обладающим свойствами кислоты, в соответствии с (X. 1) выразим уравнением:

B + HL BH+ + L~. (Х.4)

Например, для раствора аммиака в воде

NH3 + H2o nh^ + oh-.

Истинная константа равновесия Кь реакции (X. 4) равна (при GHL = const)

*.-WL-/V <х-5>

С амфотерным растворителем, который обладает способностью и присоединять, и отщеплять протон, кислота ВН+ и сопряженное с ней основание В могут взаимодействовать и иным способом:

BH+ + HL =F=* B + H2L+. (Х.6)

В соответствии с (X. 6) второе протолитическое равновесие для водного раствора аммиака запишем уравнением:

NHJ + Н20 *=fc NH3 4- Н30+.

Истинная константа Ка диссоциации кислоты ВН+ по (X. 6) — aHL = const — равна:

*„ = Лав/авн" <х-7>

Обе константы, Ra и Кь, связаны между собой простым соотношением, которое получим, если перемножим уравнения

(Х.5) и (Х.7)':

«A=AV=*HL- <Х-8>

где Khl — ионное произведение растворителя.

Для водных растворов произведение констант КаКь равно ионному произведению воды:

К K=ha.„ = K . (Х.8а)

а Ь OH w

Протолитическую диссоциацию в разбавленных растворах иногда характеризуют с помощью концентрационной константы диссоциации Кс'.

Кс = [н+] [А-]/[НА], (Х.9)

где в квадратных скобках даны концентрации веществ.

Широкое применение получила кажущаяся константа прото-литической диссоциации Ка- Она отличается от концентрационной тем, что вместо концентрации ионов водорода [Н+] введена условная величина активности ионов водорода h, определяемая потенциометрическим методом с помощью электродов с водородной функцией. Таким образом:

Ka = h [А"]/[НА]. (X. 10)

Истинная константа протолитической диссоциации связана с кажущейся и концентрационной соотношением: *Л А-Л* НА - * Л Н*. А-Л. НА' <Х> 1»

где ^сНА' ^сН+' ^сА" ~ К0ЭФФИЦИЕИТЫ активности кислоты НА и продуктов ее диссоциации Н+ и А™".

Константа протолитической диссоциации — основная характеристика растворов кислот и оснований. Ее значение определяет силу кислоты (основания) в дан

страница 175
< К СПИСКУ КНИГ > 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118 119 120 121 122 123 124 125 126 127 128 129 130 131 132 133 134 135 136 137 138 139 140 141 142 143 144 145 146 147 148 149 150 151 152 153 154 155 156 157 158 159 160 161 162 163 164 165 166 167 168 169 170 171 172 173 174 175 176 177 178 179 180 181 182 183 184 185 186 187 188 189 190 191 192 193 194 195 196 197 198 199 200 201 202 203 204 205 206 207 208 209 210 211 212 213 214 215 216 217 218 219 220 221 222 223 224 225 226 227 228 229 230 231 232 233 234 235 236 237 238 239 240 241 242 243 244 245 246 247 248 249 250 251 252 253 254 255 256 257 258 259 260 261

Скачать книгу "Физическая химия" (6.95Mb)


[каталог]  [статьи]  [доска объявлений]  [прайс-листы]  [форум]  [обратная связь]

 

 

Реклама
проэктор и экран в аренду
Фирма Ренессанс винтовые лестницы на второй этаж эконом класса цена- быстро, качественно, недорого!
офисный стул изо хром
временное хранение вещей в москве

Рекомендуемые книги

Введение в химию окружающей среды.

Книга известных английских ученых раскрывает основные принципы химии окружающей среды и их действие в локальных и глобальных масштабах. Важный аспект книги заключается в раскрытии механизма действия природных геохимических процессов в разных масштабах времени и влияния на них человеческой деятельности. Показываются химический состав, происхождение и эволюция земной коры, океанов и атмосферы. Детально рассматриваются процессы выветривания и их влияние на химический состав осадочных образований, почв и поверхностных вод на континентах. Для студентов и преподавателей факультетов биологии, географии и химии университетов и преподавателей средних школ, а также для широкого круга читателей.

Химия и технология редких и рассеянных элементов.

Книга представляет собой учебное пособие по специальным курсам для студентов химико-технологических вузов. В первой части изложены основы химии и технологии лития, рубидия, цезия, бериллия, галлия, индия, таллия. Во второй части книги изложены основы химии и технологии скандия, натрия, лантана, лантаноидов, германия, титана, циркония, гафния. В третьей части книги изложены основы химии и технологии ванадия, ниобия, тантала, селена, теллура, молибдена, вольфрама, рения. Наибольшее внимание уделено свойствам соединений элементов, имеющих значение в технологии. В технологии каждого элемента описаны важнейшие области применения, характеристика рудного сырья и его обогащение, получение соединений из концентратов и отходов производства, современные методы разделения и очистки элементов. Пособие составлено по материалам, опубликованным из советской и зарубежной печати по 1972 год включительно.

 

 



Рейтинг@Mail.ru Rambler's Top100

Copyright © 2001-2012
(11.12.2016)