Вопрос. Стандартизация растворов. Первичные и вторичные стандарты.

Под стандартизацией раствора титранта понимают установление его точной концентрации с относительной погрешностью, не превышающей ±0,1%.

Первичным стандартом называют стандартный раствор, приготовленный по точной навеске. Реагент для приготовления первичного стандарта (установочное вещество) должен быть квалификации не ниже чда (чистый для анализа), нелетучим, негигроскопичным, не поглощать С02 и другие компоненты из атмосферы и иметь по возможности большую моль-эквивалентную массу.

Требования к первичным стандартам:

1)быть химически чистыми(примеси не более 0.05%)

2)Устойчивость(не окисляться на воздухе,гигроскопич-ть).

3)легкодоступность

4)иметь дост-то высокую эквив-ю массу(т.к масса вещ-ва требующ-ся для стандарт-иитем больше,чем больше его эквив-ая масса).

Примеры:Na2CO3 на 10*Н2О

Вторичным стандартом называют стандартный раствор, характеристики которого установлены по первичному стандарту.

28 вопрос. Кислотно-основные реакции. Современные представления о кислотах и основаниях. Теория Бренстеда-Лоури.

Кислотно-основные реакции, протекающие в водных растворах, характеризуются гораздо легче, чем какие-либо иные виды химического взаимодействия в воде, поскольку эти реакции в основном связаны лишь с переходом ионов водорода от донора к акцептору протонов. Используя эти реакции, можно получить подробные сведения об идентичности реагирующего вещества и продукта в реакциях переноса протона, а также с некоторой достоверностью установить наличие равновесия и определить константы равновесия, которые управляют поведением кислотно-основной системы.

Современные представления о кислотах и основаниях.

Существование кислот и оснований в неводных растворах. В настоящее время доказано, что кислоты и основания присущими их характерными свойствами существуют не только в водных растворах, в которых имеются ионы водорода и гидроксила, но и в неводных растворах, где этих ионов нет. Поэтому применительно к неводным растворам прежние определения кислот и основании как электролитов, диссоциирующих с образованием ионов водорода и ионов гидроксила, неточны.

Теория Бренстеда-Лоури. Описывает процессы в рвстворах, учитывает особенность иона водорода, то,что он лишен электронной оболочки,на 5 порядков меньше других ионов и очень подвижен.

1)Кислота по теории –это вещество способное отдавать протоны,а основание в-во принимающее их.

2)Амфалиты-это соединения, которые могут быть и донором и акцептором.

НА + В → НВ⁺ + А^-

кислота 1 основание 2 сопряженная сопряженное

кислота 2 основание 1

Сопряженная кислотно-основная пара (протолитическая пара): НА – А^- В – ВН⁺

Ионы лиония и ионы лиата. Доказано что свободные ионы водорода отсутствуют даже в водных растворах. Они гидратированы. При электролитической диссоциаций кислот в неводных растворах образуются разнообразные сольватированые ионы водород. В воде H⁺ ионы образуют H₃O⁺-ионы (гидроксония),

В среде аммиака они образуют NH₄⁺-ионы(аммония), в растворе пиридина С₅H₅NH⁺-ионы (пиридиния) и т.д.

Сольватированые молекулами растворителя ионы водорода (протоны) называют ионами лиония, а анионы, образующиеся при ионизации растворителя, -ионами лиата. 2H₂O <> H₃O⁺ + OH^-

29 вопрос. Равновесие в системе кислота - сопряженное основание и растворитель. Константы кислотности и основности. Константа автопротолиза.

Равновесие в системе кислота-сопряженное основание и растворитель.

НА(к-та1)+В(осн-е 2)à (сопр.к-та2)+ (сопр.осн-е1)

Автопротолиз — гомофазный процесс самоионизации, обратимый процесс передачи протона от одной нейтральной молекулы жидкости к другой и образования в результате равного числа катионов и анионов.

2H₂O <> H₃O⁺ + OH^-

В общем случае:

HSolv + HSolv ↔ H₂Solv⁺ + Solv^-

ион лиония ион лиата

Константа автопротолиза:

К = а_H3O+ ∙ а_OH- / а_H2O² или К ∙ а_H2O² = а_H3O+ ∙ а_OH-

Способность кислоты отдавать протон,а основания принимать,можно охарактеризовать как const равновесия,которое можно назвать константой кислотности и константой основности.

Для протолиза слабого основания

NH3·HOH ↔ NH4+ + OH–

НА+Н2Оà

Используются два способа записи значения констант кислотности и основности. При первом способе значения константы и температуры указываются в одной строке после уравнения реакции и запятой, например,

HF + H2O ↔ H3O+ + F–, Kk = 6,67·10–4 моль·л–1 (25°С).

При втором способе сначала записывают значение константы, а затем в скобках приводятся кислотная и основная формы электролита, растворитель (обычно вода) и температура: Кк = 6,67·10–4 (HF, F–, H2O, 25°C) моль·л–1.

Константы кислотности и основности зависят от природы электролита, растворителя, от температуры, но не зависят от концентрации раствора. Они характеризуют способность данной кислоты или данного основания распадаться на ионы: чем выше значение константы, тем легче электролит диссоциирует. Многоосновные кислоты, а также основания двух- и более валентных металлов диссоциируют ступенчато. В растворах этих веществ устанавливаются сложные равновесия, в которых участвуют ионы различного заряда. Например, диссоциация угольной кислоты происходит в две ступени:

Н2СО3 + Н2О ↔ Н3О+ + НСО3–;

НСО3– + Н2О ↔ Н3О– + СО32–.