Шпаргалка по билетам, страница 7

Значение буф сист не должно изменятся при разбавлении р-ра, т.к. отношение Ск/Сс Со/Сс остается постоянным.

Механизм.

Рассчитаем, как изменится рН ацетатного буфера, в 1 л кот содерж 1моль к-ты и 1 моль соли при добавлении к нему 0,01 моля сильного осн. Гидроксид-ионы свяжут ионы Н+ и равновесие в р-ции дисс сместится вправо.

[CH3COOH] = Cк-0,01 а равновесная конц ацетат-ионов увелич на то же значение [CH3COO-]=Cc+0,01

pH=pKд-lg =4,84, что отличается от исходного 4,75 на мало.

При введении сильной к-ты ионы Н+ свяжут ацетат ионы и все то же.

Буферная емкость - количество в-ва к-ы или щелочи, вызывающие изменение рН 1л буф р-ра на единицу.

Билет 30

Расчет рН буфф сист на аммиач буф. Биолог буфф сист.

Ну все то же самое!

Буферные растворы используются для калибровки рН- метров, а также в качестве среды проведения химических и биохимических реакций, в ходе которых надо поддерживать постоянную величину рН. Благодаря различным природным буферным системам поддерживаются постоянные значения концентраций ионов Н+ и ОН- во внутри и внеклеточных жидкостях живых организмов, почвах, природных водах. Например, значение рН плазмы крови 7,4, обеспечивается гидрокарбонатной и фосфатной буферными системами, а так же буферным действием находящихся в крови белков.

Билет 31

Равновесие осадок-раствор. Произведение растворимости. Условия выпадения и растворения осадка. Образование коллоидных систем малорастворимыми в-вами.

В насыщенных р-рах сильных электролитов между твердым в-вом(осадком) и ионами в р-ре устанавливается равновесие

Для малорастворимых электролитов активности ионов в р-ре можно заменить концентрациями и получить константу, называемую произв р-римости.

ПР=

ПР малорастворимого электролита - произведение равновесных концентраций ионов, образующих данный электролит, в степенях, равных их стехиометрицеским коэффициэнтам.

Чтобы узнать, будет ли при при заданных концентрациях ионов происходить образование или растворение осадка, надо вычислить фактическое произведение концентраций этих ионов в степенях коэфф.

Если произв > ПРосадок выделяется, < - растворяется.

При увелич конц одного из ионов равновесие смещается в сторону образования осадка. Р-римость малорастворимого электролита понижается при введении в его р-р солей с одноименными ионами. Равновесие в сторону растворения можно сместить, связав ионы. Добавляя к-ту к СаСО3 можно р-рить весь осадок. Или например, связав в комплексный ион.

При определенных условиях осадок малорастворимого в-ва выделяется из р-ра в виде тонкой взвеси (дисперсной фазы), состоящей из частиц микроскопического размера образ коллоидная система.

Устойчивость колл сист обычно обусловлена тем, что частицы дисперсной фазы имеют одноименные электрические заряды и поэтому отталкиваются друг от друга.

AgNO3+KI = AgI +KNO3

иодид сербра в виде коллоид частиц.

Коллоидная частица формируется так:

сначала образуется микрокристалл AgI, кристаллич решетка которого способна достраиваться ионами, входищими в её состав. Если в избытке взят KI, то достраиваться решетка будет иодид-ионами и заряд её будет отрицателен. Образуется ядро. К отрицательно заряженному ядру притягиваются противоионы - К+, которые вместе с ядром формируют собственно коллоидную частицу. Заряженную частицу вместе с противоионами, компенсирующими её заряд называют мицеллой.

Если в избытке нитрат серебра, то достраиваться решетка бцдет ионами Ag+, ядро будет положительно заряженным, а противоионами выступят NO3-.

Добавление к коллоидной сист конц р-ра электролита приведет к исчезновению заряда дисперсной частицы вследствие присоединения к ней противоположно заряженных ионов. Частицы объед др с др и коллоидная сист разрушится (коагулирует).

Билет 32

ОВР (примеры). Важнейшие ок-ли и вос-ли. Продукты восстановления бихромата калия и пермнганата в зав от рН среды

ОВР - р-ции обмена электронами между ионами, молекулами, атомами. 2NaCl: 2Na+ Cl2= 2NaCl. В ходе этой реакции атомы натрия теряют электроны и превращаются в положительно заряженные ионы, т.е окисляются, молекулы хлора ри этом приобретают 2 электрона и превращаются в 2 отрицательно заряженных иона, т.е восстанавливаются. Процессы отдачи и принятия электронов –полуреакции ОВР.

Часто передача электронов не происходит и ионы не возникают, однако электронная плотность в молекулах смещается в сторону более электроотрицательного атома. тогда пользуются степенями окисления.

Степень окисления - условный заряд атома, вычисленный в предположении, что все полярные химические связи в молекуле этого соединения являются ионными. Не равна реальному заряду атома в соединении.

Положительная степень окисления не может быть больше номера группы, в которой этот элемент расположен. В ОВР окислитель принимает электроны, а это значит, что в его составе есть атомы, которые понижают свою степень окисления. Восстановитель- наоборот, отдаёт электроны, атомы в его составе повышают свою степень окисления. В каждой полуреакции в-во, содержащее атомы в более высокой степени окислении- окисленная форма а в более низкой- восстановленная.

K2Cr2O7.

В кислой среде –Cr3+,

в нейтральной Сr(OH)3

в щелочной гидроксокомплекс [Cr(OH)4]-.

H2SO4 HNO3

H2O2

кисл - вода

щел и нейтр - ОН-

Вост: катионы Ме, KI до - I2, IO3- , сульфиды, сульфиты,

Н2О2

кисл и нейтр - О2 и Н+

щел - О2 - Н2О

Метод электронно- ионного баланса основан на составлении уравнений полуреакций окисления и восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение.

Если реакция в кислой среде, то ни в левой, ни в правой части полуреакции не записываются ионы ОН-. Уравнение осуществляется за счёт ионов Н+ и воды. В щелочной среде ни в левой ни в правой частях полуреакции не должно быть ионов Н+. уравнение осуществляется за счёт ионов ОН- и воды. В нейтральной среде в левой части полуреакуии не должно быть ни ОН- ни Н+.в правой, среди продуктов, они могут быть. После сложения полуреакций одинаковые ионы сокращаются, а Н+ ОН- дают воду.

Билет 33

Электродный потенциал. Его возникновение и измерение в гальваническом эл-те. Элетроды сравнения - водородный, хлорсеребрянный, стандартный электродный потенциал. Ряд стандартных электр потенц.

Возможность протекания ОВР зависит от природы ок-ля и в-ля и от условий проведения р-ции: от конц р-ров реагентов и рН среды.

Возможность самороизволього протекания овр опред его энергией Гиббса. Для овр полезную работу, которую способна совершить система, (эн Г) можно определить экспериментально, если провести р-цию так, чтобы процессы ок-ления и в-ления протекали в разных сосудах, а перенос электронов осуществлялся по внешнему проводнику. Это можно сделать в гальваническом элементе.

Гальванич эл-т сост из двух сосудов, в одном находится ок-ль, в другом в-ль, а связаны они трубкой с р-ром KCl (солевым мостиком). В сосуды опущены металлические пластинки, которые соединены проводником. По внешнему проводнику электроны, освобождающиеся в ходе полур-ции ок-ления, переходят к окислителю, где с их участием проходит полур-ция восстановления. Заряд электронов, переходящих по проводнику компенсируется зарядом движущихся по солевому мостику ионов. Т.е в гальваническом эл-те за счет энергии хим р-ции осуществляется работа А, которую можно расчитать:

А= n⋅F⋅ΔE

где n- число электронов, переходящих от в-ля к ок-лю, F - число Фарадея, ΔE - разность электрических потнциалов, возникающая между пластинками гальванич эл-та. (разность потенц - энергия, которую приобретает единичный электрический заряд при переходе из одной точки в другую)

Все процессы в гальв эл-те идут при пост Т и давл:

А= –ΔG

Если р-ция самопроизв, то разность электрич потенц положит. ΔЕ может быть представлена как разность собственных характеристик двух полур-ци, состовляющих овр - их электродных потенциалов.

Возникновение электродного потенциала

Пластинка Ме помещена в р-р его соли. При контакте Ме и р-ра через пов-ть их раздела могут переходить ионы Ме. Если ионы Ме переходят от пластинки в р-р, то пластинка заряжается отрицательно (на ней избыток электронов), а р-р положительно. А если наоборот, то ионы

Ме из р-ра захватываются и пластинка заряж полож. Через некоторое время на границе раздела фаз устанавливается равновесие

Это равновесие характеризуется определенными зарядами поверхностных слоев Ме и р-ра (равными по величине и противоположными по знаку), а значит определенным электрическим потенциалом металлической пластинки по отношению к р-ру. Возникающий потенциал зависит от природы металла, концентрации ионов Ме, температуры.

Абсолютное значение потенц измерить невозможно, поэтому его определяют относительно какого-нибудь электрода, называемого электродом сравнения., в качестве которого выбран стандартный водородный электрод.

Пластинка, покрытая слоем мелких частиц платины, погружена в сосуд с р-ром серной или соляной к-ты. Через р-р к-ты пропускают водород под давл 1 атм, который адсорбируется на пов-ти платины и находится вравновесии с ионами Н+. Потенциал этойр-ции, то есть потенциал стандартного водородного электрода принимают равным нулю при любой темп.

Для измерения электродного потенциала водородный и металлический электрод соединяют между собой и с вольтметром, измеряющим разность потенциалов между ними. Поскольку потенциал станд водор электрода равен нулю, измеренное таким образом значение считают потенциалом исследуемого электрода.

Электродный потенциал металлического электрода - потенциал гальванического эл-та, составленного из исследуемого электрода и стандартного водородного электрода.

На практике часто используют хлорсеребрянный электрод - серебряная пластинка или проволока, покрытая слоем хлорида серебра и погруженная в насыщ р-р хлорида калия.

AgCl+e = Ag+Cl-

Активности серебра и кристалич хлорида равны единице. а активность хлорид-ионов в насыщ р-ре хлорида калия - величина постоянная, поэтому потенциал хлорсеребряного электрода не мен в процессе эксплуатации. Если потенц измерен относительно хлорсеребр электрода. то для вычисл отн водороного к измеренному значению нажно прибавить 0,201В.

С тандартный электродный потенциал Ме - электродный потенциал, измеренный при 298К, а активность ионов Ме в р-ре равна 1. Значения стандартного электродного потенциала Ме положительное, если в гальванич эл-те на металлич электроде идет процесс восстановления Ме из ионов. Чем больше значение станд электр потенц Ме, тем более сильные окислительные св-ва проявляют его ионы в р-рах. Т.е тем легче они восстанавливаются, принимая электроны.