Коллоквиум 2 аналитика 1 Основы протолитической теории. Кислота, основание, амфолит. Сопряженная кислотноосновная пара
 Скачать 7.21 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:  роль сопряженных оснований   Качественный состав не изменяется Количественный изменяется не значительно рН изменяется слабо  Качественный состав не изменяется Количественный изменяется не значительно рН изменяется слабо 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. |