Коллоквиум 2 аналитика 1 Основы протолитической теории. Кислота, основание, амфолит. Сопряженная кислотноосновная пара
 Скачать 7.32 Mb.
|
|
Коллоквиум 2 аналитика 1) Основы протолитической теории. Кислота, основание, амфолит. Сопряженная кислотно-основная пара  2) Протолитические свойства воды. Константа автопротолиза воды. Константы кислотности и основности. Понятие о нейтральной, кислой, щелочной среде. Водородный показатель ( рН )   3) Константы кислотности и основности. Классификация кислот и оснований по силе  4) Связь между константами кислотности и основности кислоты и сопряженного основания ( формула, её вывод, следствия )  5) Протолитические свойства солей. Константы основности и кислотности катионов и анионов. Примеры их расчета. Примеры солей, обладающих кислотными, основными, амфотерными свойствами   6) Расчет рН растворов сильных и слабых кислот и оснований (формулы, их выводы). Степень протолиза и её расчет   7) Расчет рН растворов амфолитов ( формулы, их выводы )  8) Буферные свойства и буферные системы. Состав, механизм действия. Примеры и применение буферных систем Буферные свойства - способность поддерживать постоянное значение рН при внешних воздействий (разбавление или концентрирование, добавление к р-ру в недостатке кислот или оснований) Чем сильнее сопротивление тем сильнее буферные свойства Буферная система - система кислот, оснований и амфолитов с максимальной выраженными буферными свойствами. Другое определение - система состоящая из слабых кислот + сопряженное основание находятся в растворе с измеримы (примерно одинаково) в количестве Примеры буферных систем:  9)Расчет pH буферных растворов (уравнение Гендерсона-Хассельбаха, его вывод)   10)Буферная ёмкость (понятие, расчет, формулы, их вывод) Буферная ёмкость«колхозное определение»- количество вещества сильной кислоты или щёлочи, при добавлении которого в буферный раствор изменяет его рН на 1 [ммоль/л] Смысл: характеризует сопротивляемость количества раствора к внешним изменениям: чем больше буфер.емкость, тем сложнее изменить рН р-ра.  11)Общая характеристика комплексных соединений. Термины и понятия, связанные с комплексами: центральный атом, лиганды, внутренняя и внешняя сферы комплекса, дентатность, хелаты. Особенности химической связи в комплексных соединениях Комплексные соединения – соединения катионов металлов с анионами или нейтральными молекулами в водном растворе, способных к обмену Центральный атом – катион металла, кремния или бора; есть свободные орбитали Лиганды – анионы или нейтральные молекулы; есть электронная пара; связаны с центральным атомом ковалентно Д  ентантность – количество связей, который лиганд образует с центральным атомом (моно-, би-, тридентантные) Координационное число – валентность иона металла; характерно чётное число Хелаты – циклические комплексы, в которых лиганды заключены в цикл вокруг металла  Связь между комплексом и внешней сферой ионная, в комплексе – ковалентная 12)Лигандообменные равновесия в растворах комплексов. Ступенчатые и общие константы устойчивости. Расчет концентрации катиона-комплексообразователя, не связанного в комплекс, на основании констант устойчивости В качестве стандартной реакции рассматривают реакцию, когда исходный аквакомплекс с ним лиганд вода замещается другой лиганд. Аквакомплекс условно не показывают с целью экономии времени!      13)Влияние различных факторов (pH раствора, стехиометрического соотношения между комплексообразователем и лигандами, образования осадков) на процессы образования и распада комплексов. Превращение одних комплексов в другие 1.Стехиометрическое соотношение между катионом металла и лигандами Fe(3+) + SCN(-) = Fe(3+), [FeSCN](2+), [Fe(SCN)2] (+), [Fe(SCN)3], [Fe(SCN)4] (-), [Fe(SCN)5] (2-), [Fe(SCN)6] (3-) Одновременно в растворе находятся частицы и комплексы разного стехиометрического состава Если в избытке железо, то преобладают Fe(3+) или [FeSCN](2+), и наоборот 2.Влияние рН раствора Все лиганды обладают основными свойствами, т.е. в кислом растворе комплекс может разрушиться [Cu(NH3)6] (2+) + 6H (+) = Cu(2+) + 6NH4 (+) Катионы металлов обладают кислотными свойствами, т.е. в щелочном растворе может разрушиться [Cu(NH3)6] (2+) + 2 OH(-) = Cu(OH)2 + 6NH3 Разрушение в кислотах: 1)Чем больше константа устойчивости, тем сложнее разрушить (спасибо, Капитан Очевидность) 2)Основные свойства лиганда: чем больше константа основности, тем легче разрушается [CuCl4] (-2) – 1, [Cu(NH3)6] (2+) – 2 2 менее устойчив, так как константа основности хлора намного меньше константы основности аммиака Устойчивость в щелочном растворе зависит от Ks гидроксида металла: чем меньше, тем комплекс легче разрушить в щелочном растворе Отделение меди от кадмия: [Cu(NH3)6] (2+), [Cd(NH3)4] (2+) Ksгидроксида кадмия меньше Ksгидроксида меди 2 3.Влияние образования осадков на распад комплексов Cd(2+) + 2 OH(-) = Cd(OH)2 [Cd(NH3)4] (2+) + S (2-) = CdS + 4NH3 [Ag(NH3)2]Cl + 2HNO3 = AgCl+ 2NH4NO3 – ионысеребра, не связанные в комплекс, дают осадок, и происходит протонированиелиганда. Самоускоряющийся процесс разрушения: протонированиелиганда – появление свободных ионов серебра, соединяющихся с хлорид-ионом [Cu(C2O4)2] (2-) + 2Ca (2+) = 2CaC2O4 + Cu (2+) Превращение одних комплексов в другие За счёт процессов обмена лигандами в направлении образования более устойчивых комплексов [Fe(SCN)6] (3-) + 6F (-) = [FeF6] (3-) + 6 SCN (-)  [FeBr4] (-) + Hg (2+) = [HgBr4] (2-) + Fe (3+) 14)ОВ равновесие. Сопряженная ОВ пара. Электродный потенциал и его измерение. Стандартный водородный электрод. Стандартные потенциалы. Потенциал как характеристика ОВ свойств компонентов сопряженной пары Окислительно-восстановительные потенциалы- способность отдавать/принимать электроны разных веществ Потенциал- работа по перемещению единичного заряда на электрическом поле( из точки определения потенциала в точку где на заряд поле уже не действует) Для измерения потенциала используют электрохимическую ячейку  Чтобы сравнить потенциалы ,их нужно измерить в стандартных условиях( относительно общего потенциала), стандартом является- стандартный водородный электрод Раствор серной кислоты, в нем активность ионов Н+=1, туда погружен платиновый электрод, на поверхности платиновая губка и на платиновый электрод через раствор по трубке подается газообразный водород и устанавливается равновесие: Н2(г)- 2е=2Н+(р) Стандартный потенциал водородного электрода принят равным нулю при любой температуре. Условия: 1)потенциал, который измерен относительно стандартного водородного потенциала. 2) измерен при температуре примерно 25 градусов 3) активности всех веществ, участвующих в ОВР=1 Стандартному потенциалу преписывают (+), если самопроизвольно протекает реакция самовосстановления, а если (-) наоборот. 15)Уравнение Нернста. Константа равновесия ОВ реакции (вывод формулы). ЭДС и направление ОВ реакции Уравнение Нернста - зависимость ЭП от температуры и концентрации веществ, которые определяют этот потенциал    16)Влияние различных факторов (pH раствора, комплексообразования, образования осадков) на ОВ потенциалы и направление ОВ реакций. Примеры и закономерности такого влияния на основании анализа реальных потенциалов с использованием уравнения Нернста   Влияние комплексообразования:        βIII>βII,   Приводит к уменьшению окислительных свойств Fe(3+), к увеличению восстановительных свойств Fe(2+) Вывод: если в комплекс связывается окислитель, то потенциал уменьшается, если восстановитель, - увеличивается потенциал. Если оба, то в зависимость от устойчивости комплексов с окислителем и восстановителем Влияние образования осадка: Cu(2+) + e=Cu(+) Cu(2+) + I(-) + e=CuI    E0(1) -E0(2) < 0, E0(2)>E0(1)Образование осадка увеличивает окислительные свойства Cu(2+) Вывод: если осадок образует восстановитель, то потенциал увеличивается; окислитель – уменьшается. |