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:

---

Смотрите также файлы

• Греция одна из наиболее интересных стран с точки зрения истории. Эту страну называют страной богов, родиной философии, колыбелью цивилизаций и т д.docx

• Воронежский государственный лесотехнический университет им. Г. Ф. Морозова.doc

• Математическое моделирование к преимуществам математических моделей относится экономичность универсальность.docx

• Функциональные возможности фгис "Моя школа" для технических специалистов с ролью.pdf

• Аа тлімгер Базарбекова Л. М. 20182019 оу жылы.docx