Analitika 1 Аналитическая химия, ее становление как наука, теоретические основы, значение, актуальность для практики, роль и основные задачи в системе наук

9) Чувствительность (чувствительность), избирательность и специфичность реакций. Минимум обнаружения, минимальная концентрация, предел разведения.
Чувствительность реакций.Чувствительность реакций - это минимальное количество вещества, которое может быть обнаружено (обнаружено) одним и тем же методом. Чувствительность реакций зависит от условий, в которых они протекают. Понятия минимума обнаружения, минимальной концентрации и предела разбавления напрямую связаны с чувствительностью реакций. Минимум обнаружения - это минимальное количество обнаруживаемого вещества, которое может быть обнаружено в данном растворе или смеси, измеренное в микрограммах (1 мкг = 1 гамма). Чем меньше минимум обнаружения, тем чувствительнее реакция. Следует также отметить, что найденный минимум не полностью отражает чувствительность реакций, поскольку важно не только абсолютное количество (г) вещества в растворе, но и его концентрация. Поэтому вводятся понятия минимальной концентрации и предела разбавления. Минимальная концентрация - это самая низкая концентрация вещества, которая может быть обнаружена в растворе с помощью данной реакции. Предел разбавления - это количество миллилитров раствора, содержащего 1 г определяемого вещества, полученного в результате этой реакции. Эти количества взаимосвязаны следующим образом:
;
,
где m - найденный минимум; smin - минимальная концентрация; Wcheg - это предел разведения.
При использовании очень чувствительных реакций можно обнаружить даже очень небольшие количества искомого иона. Поэтому большое значение имеет чувствительность реакций. Очень чувствительные реакции также позволяют обнаружить «эффект» посторонних веществ, смешанных с основными веществами. В настоящее время очень важно определить действие веществ.
10) Направление аналитических реакций. Скорость реакции. Химическое равновесие и константа равновесия. Концентрация, реальные и термодинамические константы. Ионная сила раствора, активность, коэффициент активности.
Направление и скорость любой химической реакции зависит от различных факторов. Зависимость скорости химических реакций от концентраций действующих веществ была описана Гульдбергом и Вааге в 1867 году в форме закона действия масс следующим образом:
Скорость реакции варьируется в единицах времени и может быть записана следующим образом:
.
мА + нБpD + qE
Для реакции формы v1 скорость правой реакции v1 пропорциональна концентрациям веществ A и B при постоянной температуре:
v1 = k1[Являюсь[B] п,
где k1 - коэффициент пропорциональности (константа скорости), который зависит от природы реагентов, температуры и давления; [A] и [B] - равновесные концентрации веществ A и B. Скорость обратной реакции на эту реакцию
v2 = k2 [D] p[E] q
где k2 - коэффициент пропорциональности обратной реакции; [D] и [E] - равновесные концентрации соответствующих веществ.
Во время реакции концентрации веществ A и B уменьшаются, концентрации веществ D и E увеличиваются, что приводит к уменьшению скорости, с которой начальная реакция изначально является большой, а по мере увеличения концентраций веществ D и E начинается обратная реакция, становится больше, и эта скорость также уменьшается во время обратной реакции. Для заданного временного интервала скорости обеих реакций равны: v1 = v2. Это время называется временем химического равновесия. Это установившееся равновесие представляет собой динамическое (подвижное) равновесие, отражающее реакцию, которая постоянно смещается справа налево и слева направо. Если соответствующие значения заменены,
k1[Являюсь[B] n = k2 [D] p[E] q
уравнение формируется. Если аналогичные члены в уравнении передаются соответствующим сторонам,

уравнение формируется. Поскольку k1 / k2 в этом уравнении представляет собой константу равновесия, обозначим ее через K:

Эта константа является константой концентрации.
Константа равновесия реакции зависит от температуры и давления. Значение константы равновесия указывает на влияние каждого компонента на равновесие реакции. Если концентрация вещества изменяется, состояние равновесия также изменяется и устанавливается новое равновесие.
Используя константы равновесия реакций, можно теоретически обосновать и математически рассчитать направление различных химических реакций.
Например, A + BКогда константа равновесия реакции D + E равна pK = 6, произведение концентраций продуктов реакции в миллион раз меньше, чем произведение концентраций исходных материалов.
Короче говоря, чем больше константа равновесия, тем более правосторонней будет реакция, и наоборот. Закон действия масс в его классической форме может применяться только к разбавленным растворам неэлектролитов и слабых электролитов, поскольку не все сильные электролиты ему подчиняются. Чтобы применить этот закон к сильным электролитам, необходимо описать его в термодинамической форме и включить для этого активность. Активность веществ зависит от их коэффициентов активности и равновесных концентраций:
а = е[A]
Если мы поместим активности веществ в приведенную выше формулу константы равновесия, уравнение будет иметь вид:
.
В этом уравнении предполагалось, что стехиометрические коэффициенты вместе равны. Если они больше единицы, значение активности описывается как степень a. В бесконечно разбавленных растворах коэффициент активности равен единице, а активность равна концентрации. На основе теории сильных электролитов Дебая-Хюккеля можно найти средний коэффициент активности. Средний коэффициент активности связан с ионной силой раствора. Ионная сила раствора

находится по формуле Поскольку ионная сила раствора обратно пропорциональна коэффициенту активности, увеличение ионной силы приводит к снижению ионной активности.


11) Равновесие в системе кислота-основание-растворитель. Основные концепции кислот и оснований (теория Аррениуса, Освальда, Бренстеда-Лоури и Льюиса. Преимущества и недостатки этих теорий. Влияние растворителей на кислотно-основные свойства.
В настоящее время доказано, что специфические свойства кислот и оснований - свойства кислот и оснований - присутствуют не только в водных растворах, но и в безводных растворах. В водных растворах мы называем вещества, которые диссоциируют на кислоты с образованием ионов водорода и основания с образованием ионов гидроксида (теория Оствальда-Аррениуса). Теория Бренстеда-Лоури (протонов). Эта теория объясняет кислотность и основность с помощью протонных реакций. Кислота - донор протона, основание - акцептор протона. Следовательно, согласно этой теории, кислоты должны иметь ион-протон водорода. Согласно теории Бренстеда-Лоури, каждая кислота соответствует связывающему основанию, а каждое основание соответствует связывающей кислоте.
Основание B, которое образуется в результате диссоциации протонодонорной кислоты A, превращается в кислоту путем взятия протона из другой кислоты:

АH ++ B-; HClH ++ Cl- кислотно-основное кислотное основание B- + H +А; NH3 + H +NH4 + основная кислота основная кислота HCl + NH3Cl- + NH4 + кислота1 основа2 основа1 кислота2

Эти примеры показывают, что пара кислот и пара оснований участвуют в равновесии, другими словами, пары кислота-основание HCl / Cl- и NH4 + / NH3 участвуют в равновесии. Если математически выразить баланс между этими парами, в общем

A1 + B2B1 + A2
для баланса

можно написать.
Согласно этой теории, процесс диссоциации слабых кислот и слабых оснований описывается следующим образом:
Слабая кислота:
CH3COOH + H2OCH3COO- + H3O +
A1 B2 B1 A2
Слабый фундамент:
H2O + NH3ОН- + NH4 +
Согласно теории Бренстеда-Лоури, сила кислот и оснований зависит от природы растворителя. В жидком растворе аммиака, который проявляет сильные основные свойства, все кислоты полностью диссоциированы, и все они являются сильными кислотами в этой среде. Кислоты не диссоциируют полностью в растворителях с менее выраженными акцепторными свойствами, чем аммиак. Теория Бренстеда-Лоури не может объяснить того факта, что непротонные вещества проявляют кислотные свойства.
(Электронная) теория Льюиса. Структура веществ определяет их свойства (в том числе кислотно-основные). Согласно теории Льюиса, основания - это химические соединения, в молекулах которых есть электронные пары, которые не участвуют в образовании связей, и эти пары имеют тенденцию образовывать сильную электронную группу (октет).