Розчини і розчинники

[ виправити ] текст може містити помилки, будь ласка перевіряйте перш ніж використовувати.

скачати

Розчини й розчинники. Участь розчинників у кислотно-основному взаємодії. Протеолітична теорія кислот і основ. Способи вираження концентрації розчинів. Буферні розчини та обчислення їх pH
Розчини і розчинники
В якості розчинника у кількісному хімічному аналізі в основному використовують воду як найбільш доступний і дешевий розчинник, що не вимагає спеціальних умов роботи з ним (наприклад, витяжних шаф, захисного одягу і т.п.), що легко піддається очищенню дистиляцією. В аналітичній практиці використовують дистилят або бідистилят води (тобто один раз або двічі продістіллірованную воду) у залежності від необхідної за методикою аналізу чистоти розчинника.
Аналіз нерозчинних у воді речовин (наприклад, органічних) проводять у неводних середовищах з використанням неводних розчинів кислот, основ і т.п.
При класифікації розчинників передусім виділяють характер їхньої участі в процесі кислотно-основної взаємодії. За цією ознакою виділяють апротонних і протолітичну розчинники.
Молекули апротонних розчинників не іонізовані, тому в кислотно-основних взаємодіях вони ведуть себе як хімічно інертні речовини, не віддаючи і не приймаючи протон, як безпротонние, що відображено в їх назві. До апротонних розчинників відносять вуглеводні, наприклад гексан, бензол та їх Галогенопохідні (хлороформ, тетрахлорид вуглецю та ін)
До протолітичну відносять розчинники здатні до іонізації і віддачі або приєднання протона. Кислотно-основна рівновага в цих розчинниках здійснюється з їх участю.
Це участь є основою ідеєю протолітичну (протонної) теорії кислот і основ Бренстеда та Лоурі (1927 р.). На відміну від теорії електролітичної дисоціації Арреніуса - Оствальда ( 1887 р .), В якій розчинник вважався інертним середовищем, з точки зору протонної теорії кислота не виділяє протон мимовільно, а бере участь у його перенесення спільно з основою, у якості якого можуть бути молекули розчинника. Згідно протонної теорії процес передачі протона від кислоти до основи називається протоліз, причому кислотою вважають будь-яку речовину, здатну віддавати протон, а підставою - його приймати. Іонно-молекулярне рівновагу, встановлюється, після передачі протона, називають протолітичну або кислотно-основним.
Кислотно-основна взаємодія з цієї теорії полягає в оборотному перенесення протона від кислоти до основи. У результаті такого процесу утворюється пара нових частинок, одна з яких знову здатна віддавати протон, а інша - його приєднувати. Таким чином, кислота виявляється в рівновазі з сполученим підставою, а підстава - з сполученої кислотою:
НА + В НВ + + А -
Кіслотаоснованіе сполучена поєднане
кислота підставу
Наприклад, НСN + NaOHH 2 O + NaCN
або в іонному вигляді НСN + OH - H 2 O + CN -
Кислоти і підстави, що втрачають і набувають протони, називають протолітом. Протолітичну розчинники, ведуть себе в процесі розчинення речовини як кислота, віддаючи протон, називають протогеннимі (від лат. «Протонорождающіе»). До них відносять рідкі галогеноводорода (HCl, HBr), сірчану, безводну мурашину і оцтову кислоти та ін Вони збільшують основні властивості розчинених у них речовин і зменшують кислотні. Наприклад, слабка основа анілін в середовищі безводної оцтової кислоти є сильною.
Протофільного (Від лат. «Протонолюбящіе») розчинники здатні приймати протони в процесі розчинення. Це, наприклад, рідкий аміак, піридин, гідразин та ін Вони збільшують кислотність розчинених речовин.
Амфіпротонние розчинники здатні як віддавати, так і приймати протони (вода, спирти, кетони, нітрили та ін.) Речовини з такими властивостями називають амфоліти або амфіпротоннимі. З урахуванням амфіпротонних властивостей води кислотно-основна взаємодія є сумарним результатом наступних процесів передачі протона:
НА + H 2 O  H 3 O + + А -
В + H 2 O  НВ + + OH -
НА + В  НВ + + А -
Наприклад, взаємодія ціановодородной кислоти з лугом можна зобразити так:
НСN + H 2 O  H 3 O + + CN -
OH - + H 2 O  H 2 O + OH -
НСN + OH -  H 2 O + CN -
Для простоти проміжні рівняння реакції, що показують участь води у встановленні кислотно-лужної рівноваги, опускають, зображуючи кислотно-основну реакцію результуючим рівнянням.
Амфіпротонние властивості води дозволили пояснити лужне середовище водних розчинів солей, утворених сильною основою і слабкою кислотою (Na 2 CO 3, KCN, Na 2 HPO 4 та ін) і кисле середовище розчинів солей слабких основ (NH 4 Cl) і багатоосновних слабких кислот ( NaH 2 PO 4, KHSO 4 і ін.) Їх хімічну взаємодію з водою призводить до накопичення у розчині іонів H + або OH -, що визначають кислотність їхнього середовища.
Наприклад Ксn + H 2 O  КОH + НCN
або в іонному вигляді CN - + H 2 O  OH - + НCN,
звідки видно, що гідроліз цієї солі призводить до лужного середовища розчину Ксn. Таким чином, реакція гідролізу - приватний випадок протоліз.
Володіючи амфіпротоннимі властивостями молекули води можуть вступати у взаємодію один з одним, як кислота з лугом, утворюючи іон гідроксонію H 3 O + і гідроксид - іон OH -:
H 2 O + H 2 O  H 3 O + + OH -
Цей процес називається автопротолізом, він властивий і іншим амфіпротонним розчинників.
Для простоти автопротоліз H 2 O записують у вигляді дисоціації води:
H 2 O  Н + + OH -
За законом діючих мас константа рівноваги процесу дисоціації води дорівнює

Вимірами доведено, що для чистої води [H 2 O] = 55,85 моль / л і [Н +] = [OH -] = 10 -7 моль / л, отже,
До ДІС (H 2 O) [H 2 O] = [Н +]  [OH -] = const.
Твір рівноважних концентрацій іонів води при даній температурі є величина постійна, зване іонне твір води До W :
До W = [Н +] [OH -] = 10 -14 моль / л.
Поняття про рН і Рон середовища розчину
Концентрація іонів водню у водних розчинах змінюється приблизно від 1 моль / л в 1 М розчині сильної кислоти (наприклад, HCl) до 10 -14 моль / л в 1 М розчині сильної луги (наприклад, NaOH).
Цей інтервал 10 -14 <[Н +] <1 дуже широкий і незручний для характеристики кислотності середовища, тому шведський вчений Сорренсон в 1909 р ввів шкалу кислотності, засновану на негативний десятковий логарифм від граничних значень цього інтервалу:
0 <- ℓ g [Н +] <14.
Позначивши «- ℓ g» через «р», а [Н +] через «Н» він отримав водневий показник середовища розчину рН. За аналогією РОН = - ℓ g [ОН -] - гідроксильний показник. Таким чином, 0 <рН <14. Розчин з рН = 0 ... 7 має кисле середовище, при рН = 7 середу розчину нейтральна, при рН = 7 ... 14 - лужна.
Візьмемо негативний десятковий логарифм від К W:
- ℓ g До W = - ℓ g [Н +] - ℓ g [ОН -],
отже, 14 = рН + Рон, а рН = 14 - Рон.
Буферні розчини
Більшість аналітичних реакцій у водних розчинах проводять при певних значеннях рН. Для підтримки заданого значення рН використовують спеціальні буферні розчини (БР). БР містять подвійні суміші сполучених кислот і основ. Приготовлені БР спеціально вводять в реакційну систему, але БР можуть і самі утворюватися в ній за рахунок хімічних реакцій слабких кислот (слабких підстав) або гідроліз солей з сильними основами (сильними кислотами). БР мають здатність не змінювати помітно рН при їх розведенні, а також перешкоджати зміні рН реакційної системи, в якому запроваджено (або утворився) БР, при додаванні до неї невеликих кількостей сильної кислоти чи підстав. Сутність буферного дії БР полягає в тому, що його сполучена кислота може пов'язувати ОН - - іони, а поєднане основа + - іони в молекули слабкого електроліту (воду, слабку кислоту або слабка основа). рН системи при цьому змінюється незначно. У всіх реакціях один компонент БР вступає у взаємодію, а інший є її продуктом (табл. 1.4.2).
Таблиця 1.4.2
Буферний розчин і його рН
Хімічна реакція
при додаванні кислоти
при додаванні підстави
Ацетатний БР (СН 3 СООН + СН 3 СООNa) pH = 4,7
СН 3 СООNa + HCl = СН 3 СООН + NaCl
СН 3 СООН + NaОН = СН 3 СООNa + H 2 О
Аміачний БР (NH 4 OH + NH 4 Cl) рН = 9,3
NH 4 OH + HCl = NH 4 Cl + H 2 О
NH 4 Cl + NaОН = NH 4 OH + NaCl
Карбонатний БР (Na 2 CO 3 + NaHCO 3) рН = 10,3
Na 2 CO 3 + HCl = NaHCO 3 + NaCl
NaHCO 3 + NaОН = Na 2 CO 3 + H 2 О
Фосфатний БР (Na 2 HPO 4 + NaH 2 PO 4) рН = 8
Na 2 HPO 4 + HCl = NaH 2 PO 4 + NaCl
NaH 2 PO 4 + NaОН = Na 2 HPO 4 + H 2 О
Рівняння для обчислення рН БР, що складаються з слабкої кислоти НАn та її солі МАN, можна вивести наступним чином.
Слабка кислота НАn дисоціює з утворенням сполученого підстави Аn -: НАn  Н + + Аn -
по ЗДМ:
Для слабкої кислоти концентрацію недіссоціірованних молекул можна прийняти рівною концентрації кислоти, тобто [НАn] = c (НАn). Інформація, що міститься в БР сіль МАN дисоціює без остачі (повністю), тому концентрація сполученого підстави Аn -, образовавшегосявследствіе дисоціації солі МА, значно більше, ніж внаслідок дисоціації слабкої кислоти НАn, тому можна вважати, що [Аn -] = c (МАN). Підставимо отриманий в рівняння для К (НАn)

Звідси,

отже,.
Остання формула доводить, що при розведенні БР його рН не змінюється, тому що при цьому міняються тільки значення з (НАn) і з (МАN), а їх співвідношення зберігається.
Аналогічно для БР, що складається з слабкої основи ВОН і його солі ВА, можна отримати

так як то
звідси
Буферірующая здатність БР кількісно визначається буферною ємністю.
 =   с /  рН.
Вона відповідає кількості еквівалентів сильної кислоти або сильної основи, яке викликає зміна на одиницю рН БР. Максимальну буферну ємність мають БР з співвідношенням компонентів 1:1.
У більшості випадків  розраховується за спрощеною формулою

де с (БР) - загальна концентрація компонентів БР при їх співвідношенні 1:1.
Приклад. Розрахуйте, як зміниться рН 1 л БР, що складається з 0,1 н. СН 3 СООН і 0,1 н. СН 3 СООNa при додаванні 0,01 моль HCl.
Рішення. Загальна концентрація БР дорівнює с (БР) = [СН 3 СООН] + [СН 3 СООNa] = 0,1 + 0,1 = 0,2 моль / л. За довідником рК (СН 3 СООН) = 1,75 · 10 -5.
Знайдемо [H +], pH і  вихідного БР до додавання кислоти: [H +] = 1,75 · 10 -5 · (0,1 / 0,1) = 1,75 · 10 -5 моль / л. рН = - ℓ g1, 75 · 10 -5 = = 4,75.

Знайдемо зміни рН БР після додавання кислоти:
 рН = -  с /  = - 0,01 / 0,1151 = - 0,09.
знак «-» взятий у формулі, так як при додаванні сильної кислоти рН зменшується. Таким чином, при додаванні кислоти рН зменшиться і стане рівним 4,75 - 0,09 = 4,66.
Реакції, що дозволяють отримати зовнішній ефект з обумовленою речовиною, називають аналітичними, а додається для цього речовина - реагентом. Аналітичні реакції, що проводяться між твердими речовинами, відносять до реакцій «сухим шляхом», а в розчинах - «мокрим шляхом».
До реакцій «сухим шляхом» відносяться реакції, що виконуються шляхом розтирання твердого досліджуваної речовини з твердим реагентом, а також шляхом отримання забарвлених стекол (перлів) при сплаву деяких елементів з бурою.
Значно частіше аналіз проводять «мокрим шляхом», для чого аналізоване речовина переводять їх у розчин. Реакції з розчинами можуть виконуватися пробіркових, краплинним і мікрокристали-ного методами. При пробіркових полумікроаналізе його виконують у пробірках місткістю 2-5см 3. Для відділення опадів використовують центрифугування, а випарювання ведуть у фарфорових чашках або тиглях. Краплинний аналіз (Н. А. Тананаєв, 1920 р .) Здійснюють на порцелянових плиток чи смужках фільтрованого паперу, отримуючи кольорові реакції при додаванні до однієї краплі розчину речовини однієї краплі розчину реактиву. Мікрокристалічний аналіз заснований на виявленні компонентів за допомогою реакцій, в результаті яких утворюються сполуки з характерним кольором і формою кристалів, які спостерігаються в мікроскоп.
Для якісного хімічного аналізу використовують всі відомі типи реакцій: кислотно-основні, окислювально-відновні, осадження, комплексоутворення та інші.
Якісний аналіз розчинів неорганічних речовин зводиться до виявлення катіонів та аніонів. Для цього використовують загальні та приватні реакції. Загальні реакції дають подібний зовнішній ефект (АС) з багатьма іонами (наприклад, освіта катіонами опадів сульфатів, карбонатів, фосфатів і т.д.), а приватні - з 2-5 іонами. Чим менше число іонів дають подібний АС, тим селективність (вибірковість) вважається реакція. Реакція називається специфічною, коли дозволяє виявити один іон в присутності всіх інших. Специфічною, наприклад, на іон амонію є реакція:
NH 4 Cl + KOH  NH 3  + KCl + H 2 O
Аміак виявляють по запаху або по посиніння червоного лакмусового папірця, змоченою у воді і вміщеній над пробіркою.
Селективність реакцій можна підвищити, змінюючи їх умови (рН) або пріменяямаскірованіе. Маскування полягає у зменшенні концентрації заважають іонів у розчині менше межі їх виявлення, наприклад шляхом їх зв'язування в безбарвні комплекси.
Якщо склад аналізованого розчину нескладний, то його після маскування аналізують дробовим способом. Він полягає у виявленні в будь-якій послідовності одного іона в присутності всіх інших з допомогою специфічних реакцій, які проводять в окремих порціях аналізованого розчину. Оскільки специфічних реакцій небагато, то при аналізі складної іонної суміші використовують систематичний спосіб. Цей спосіб заснований на поділі суміші на групи іонів з подібними хімічними властивостями шляхом переведення їх у опади за допомогою групових реактивів, причому груповими реактивами впливають на одну і ту ж порцію аналізованого розчину по певній системі, у суворо визначеній послідовності. Опади відділяють один від одного (наприклад, центрифугуванням), потім розчиняють певним чином і отримують серію розчинів, що дозволяють у кожному виявити окремий іон специфічною реакцією на нього.
Існує кілька систематичних способів аналізу, званих по застосовуваних груповим реактивів: сірководневий, кислотно-основний, аміачно-фосфатний та інші. Класичний сірководневий спосіб заснований на поділі катіонів на 5 груп шляхом отримання їх сульфідів або сірчистих сполук при дії H 2 S, (NH 4) 2 S, NaS в різних умовах.
Більш широко застосовуваним, доступним і безпечним є кислотно-основний метод, при якому катіони поділяють на 6 груп (табл. 1.3.1.). Номер групи вказує на послідовність впливу реактивом.
Додати в блог або на сайт

Цей текст може містити помилки.

Хімія | Реферат
34.2кб. | скачати


Схожі роботи:
Будівельні розчини
Хімічні розчини
Будівельні розчини 2
Бурові і тампонажні розчини
Розчини високомолекулярних сполук
Розчини застосовуються в ІТТ
Бурові промивні і тампонажні розчини
Інфузійні середовища і колоїдні розчини
Вода Розчини Підстави Галогени
© Усі права захищені
написати до нас