Лекция 1. Введение в аналитическую химию. Химическое равновесие

Аналитическая химия – раздел химии, изучающий способы формирования аналитического сигнала (выпадение осадка, выделение газа, изменение окраски).

Методы анализа:

  1. Химические – сигнал формируется за счет химической реакции, фиксируется визуально или органолептическим методом.
  2. Физико-химические – сигнал формируется за счет химической реакции, фиксируется инструментальными методами (ИК, УФ, ЯМР).
  3. Физические – воздействие физического фактора на молекулу (облучение).

В основе методов анализа – химическая реакция.

Химические методы анализа

По способу проведения реакции:

  • Сухой
  • Мокрый

По количеству вещества:

  • Макроанализ, m>500мг
  • Полумикроанализ, 0,1<m<500
  • Микроанализ, 0,01<m<0,1
  • Субмикроанализ, m<0,01

Растворы:

Идеальные – взаимодействия за счет Ван-дер-Ваальсовых сил.

Реальные:

  • Солевой фон влияет на растворение вещества.
  • Конкурирующая реакция – любая реакция, протекающая в системе помимо основной реакции и смещающая её равновесие в ту или иную сторону.

равновесие

Химическое равновесие

Концентрации

a – активная концентрация
C – общая (аналитическая) концентрация
[C] – равновесная концентрация

Уравнение материального баланса: Уравнение материального баланса

Константы химического равновесия

K0 – термодинамическая константа. Функция термодинамических величин: f (P, T, r, z). термодинамическая константа

KN – концентрационная константа. Функция термодинамических величин и ионной силы раствора: f (P, T, r, z, I).

I – ионная сила раствора. Определяет концентрацию солевого фона. ионная сила раствора

Коэффициент активности

Коэффициент активности (коэффициент активности) – степень отклонения активности иона от концентрации: коэффициент активности
Средний ионный коэффициент активности (средний коэффициент активности) – отражает поведение раствора в целом.
Для нейтральных молекул средний коэффициент примерно равен 1.

Закон Дебая-Хюккеля

При I<0,01М: закон дебая-хюккеля. Для водных растворов при 20°С A=0,5: закон дебая-хюккеля

При I<0,1М: закон дебая-хюккеля

Уравнение Дэвиса

При 0,1<I<1: Уравнение Дэвиса

Солевые фоны увеличивают константу химического равновесия.

Таким образом,

термодинамическая константа

термодинамическая константа

K’ – условная константа равновесия. Функция термодинамических величин, ионной силы раствора, pH раствора и других величин: f (P, T, r, z, I, pH…).
Описывает систему в реальных условиях.

Коэффициент конкурирующей реакции

α – коэффициент конкурирующей реакции, функция распределения ионной формы в растворе, мольная доля: мольная доля

Уравнение материального баланса

мольная доля

мольная доля

мольная доля

В общем виде:

мольная доля

мольная доля

мольная доля

мольная доля

Таким образом,

термодинамическая константа

Графическое описание равновесий

Распределительная диаграмма – график зависимости молярных долей компонентов от параметра, влияющего на равновесие. Кривые ограничивают области, в которых доминируют те или иные частицы.

Смотрите график зависимости распредления ионных форм щавелевой кислоты от pH в формате xlsx (excel)

распределение ионных форм щавелевой кислоты

распределение ионных форм щавелевой кислоты

распределение ионных форм щавелевой кислоты

При низком pH доминирует недиссоциированная форма H2C2O4. С увеличением pH возрастает концентрация HC2O4. Первому пересечению при pH=pKa1=1,25 соответствует равенство концентраций H2C2O4 и HC2O4, второму (pH=pKa2=4,22) – HC2O4 и C2O42–. При pH больше 5 доминирует C2O42–.

Теги:

Рубрики:

Аналитическая химия

Химия

Просмотры: 770

комментарий

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *