Равновесия в растворах - Институт цветных металлов и

Министерство образования и науки РФ
Федеральное государственное автономное образовательное
учреждение высшего профессионального образования
«Сибирский федеральный университет»
ИНСТИТУТ ЦВЕТНЫХ МЕТАЛЛОВ
И МАТЕРИАЛОВЕДЕНИЯ
Кафедра физической и неорганической химии
Головнев Н.Н.
РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ
УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКОЕ ОБЕСПЕЧЕНИЕ
САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ СТУДЕНТОВ
Направление 020100.62 - химия
Красноярск
2011
ОБЩИЕ СВЕДЕНИЯ
В процессе изучения курса «Равновесие в растворах» важная роль отводится
самостоятельной работе студентов, которая способствует лучшему пониманию и
закреплению, а также практическому применению теоретического материала,
приобретению навыков работы с литературой.
Самостоятельная работа предполагает два вида: работу над теоретической частью
курса (ТО) и выполнение практических заданий для закрепления и проверки знаний (ДЗ).
Теоретическая часть курса прорабатывается с использованием лекционного
материала и дополнительной литературы. ТО рекомендуется проводить в два этапа. При
первом прочтении создается общее представление о содержании изучаемого вопроса, и
выясняются трудные места. При повторном чтении легче понять сущность вопроса,
математические зависимости, уравнения химических реакций. Основные понятия и
законы, формулы и уравнения реакций, незнакомые термины и названия, математические
расчеты рекомендуется заносить в конспекты. Для проверки усвоения теоретических
знаний полезно восстановить по памяти основные положения прочитанного, а затем снова
вернуться к тому, что оказалось непонятным.
Домашние задания (ДЗ) способствуют правильному пониманию и усвоению
изучаемого материала, они охватывают наиболее важные разделы изучаемой дисциплины.
Домашние задания студенты получают у преподавателя на первой неделе учебного
семестра. Получение и выполнение домашних заданий осуществляется в соответствие с
представленным графиком учебного процесса и самостоятельной работы студентов по
дисциплине «Равновесие в растворах» (Приложение А).
1. Объем дисциплины и виды учебной работы
Вид учебной работы 8 семестр
факультатив
Общая трудоемкость дисциплины
Аудиторные занятия:
Лекции
Самостоятельная работа
Вид итогового контроля
Всего
часов
50
36
36
14
Зачет
2. Содержание дисциплины
2.1. Теоретические основы для описания равновесия в растворах
РАЗДЕЛ 1. Общие сведения о растворах
Тема 1. Актуальность изучения состояния вещества в растворах (аудиторные - 0,11 (4),
самостоятельные – 2 час.
Роль водных растворов в быту, биологии, медицине, гидрометаллургии. Особенности
физических и химических свойств воды. Диаграмма состояния. Магнитная вода, работы
Пикарди. Образование растворов. Механизмы процессов растворения ионных и
ковалентных веществ.
Тема 2. Особенности поведения водных и неводных растворов (аудиторные - 0,06 (2),
самостоятельные – 2 час.
Самоионизация неводных растворителей. Достоинства и ограничения теории
сольвосистем. Донорное число растворителя – как мера его сольватирующей способности.
РАЗДЕЛ 2. Растворы неэлектролитов и электролитов, сольватация
Тема 3. Растворы неэлектролитов – 1 час
Растворимость неэлектролитов в растворах. Уравнение Сеченова. Растворимость газов.
Константа Генри. Сольватация неэлектролитов. Эффекты высаливания и всаливания, их
интерпретация.
Тема 4. Электролитическая диссоциация – 2 час
Коллигативные свойства для ионных растворов. Теория электролитической диссоциации.
Истинные электролиты и ионогены. Степень и константа диссоциации. Слабые кислоты и
слабые основания. Константы ионизации (Кион), константы диссоциации (Кд). Влияние
природы растворителя и электролита на равновесия "ионоген - ионные пары сольватированные ионы
Тема 5. Кислотно-основные свойства электролитов – 1 час
Соотношения между экспериментальными (справочные данные) константами
диссоциации (Кэксп), Кион и Кд. pKa и pKb, их взаимосвязь. Влияние ионного потенциала
центрального иона оксигидроксидов на кислотные и основные свойства. Амфотерные
электролиты (z/r=3.5-9.5).
Тема 6. Сольватация и гидратация ионов и нейтральных молекул – 2 час
Особенности гидратации катионов и анионов. Физико-химическая теория растворов.
Термодинамика образования растворов. Роль энтропийного и энтальпийного факторов.
Тема 7. Ионное взаимодействие в растворах – 1 час
Контактные и сольватноразделенные ионные пары. Три гидратационные сферы катионов
металлов. Особенности их формирования в водно-органических растворах.
Пересольватация.
РАЗДЕЛ 3. Ионные равновесия в растворах
Тема 8. Типы ионных равновесий в растворах – 1 час
Равновесия:
кислотно-основные,
окислительно-восстановительные,
комплексообразования. Их особенности и формы записи на различном уровне
детализации состава растворов.
Тема 9. Амфотерные электролиты – 1 час
Амфолиты. Специфика кислотно-основных равновесий биологически активных веществ:
аминокислот, пептидов, белков, лекарств. Цвиттерионы
Тема 10. Равновесие между аква-, гидроксо- и оксокомплексами – 2 час
Комплексообразующая и некомплексообразующая водные среды. Кислотно-основные
равновесия между аква-, гидроксо- и оксокомплексами и генетическая связь между ними.
Краткая характеристика состояния s-, p-, d- и f-ионов металлов в некомплексообразующей
среде в зависимости от кислотности среды (или рН).
Тема 11.Уравнения материального баланса и сохранения заряда – 1 час
Материальный баланс раствора и его электронейтральность Практические примеры их
использования. Расчет рН очень разбавленных растворов кислот и оснований.
Тема 12. Гетерогенное равновесие «твердое тело-раствор» − 2 час
Произведение активности. Закономерности в растворимости ионных соединений.
Карбонатное равновесие, его роль в организме человека и окружающей среде.
Биоминерализация.
2. 2. Количественные характеристики равновесий в растворах
РАЗДЕЛ 4. Константа равновесия, эффекты среды
Тема 13. Константа равновесия - химический инвариант − 2 час
Закон действующих масс для равновесия в растворе. Эффекты среды. Концепция Льюиса.
Активность и коэффициент активности. Константы равновесия выраженные через
активности. Концентрационные константы. Ионная сила раствора. Растворы сильных
электролитов, кажущаяся степень диссоциации.
Тема 14. Измерение активности ионов 2 час
Ионоселективные мембраны и электроды. Ионометрия. Электроды (индикаторные и
сравнения). Хлорсеребряный и каломельный электроды. Устройство и основные
принципы работы. Особенности применения, преимущества и недостатки
ионоселективных сенсорных датчиков.
Тема 15. Расчет среднеионных коэффициентов активности ионов − 2 час
Уравнения для расчета среднеионных коэффициентов активности в водных растворах
(Дебая-Хюккеля, Васильева и т.д). Принцип постоянной ионной силы. Правило Харнеда.
Теория специфического взаимодействия (SIT) и ее использование.
Тема 16. Шкалы активности ионов − 2 час
Проблема определения активности индивидуального иона. Активность ионов водорода.
Построение шкалы активности ионов на примере рН. Границы применимости шкалы рН.
Шкалы активности других ионов. Стеклянные электроды. Особенности обращения со
стеклянными электродами.
РАЗДЕЛ 5. Вторичные концентрационные переменные, диаграммы распределения
Тема 17. Вторичные концентрационные переменные − 2 час
Среднелигандное число. Функция образования. Мольная доля формы. Функция
закомплексованности.
Тема 18. Диаграммы распределения для многоосновных кислот − 2 час
Построение и анализ диаграмм распределения химических форм от рН в случае
диссоциации многоосновных кислот на основании известных в литературе констант
протонирования или констант диссоциации.
Тема 19. Диаграммы распределения комплексных форм (аудиторные - 0,06 (2),
самостоятельные− 2 час
Построение и анализ диаграмм распределения химических форм от рН при ступенчатом
образовании комплексных соединений на основании известных в литературе значений
констант устойчивости комплексов.
РАЗДЕЛ 6. Окислительно-восстановительные равновесия
Тема 20. Направление окислительно-восстановительных реакций − 2 час
Стандартные электродные потенциалы (E0Ox/Red). Работа в электрохимической цепи.
Вычисление G и константы равновесия при известных (E0Ox/Red). Расчет (E0Ox/Red) исходя
из известных значений стандартных электродных потенциалов для других редокс-пар.
Вольтэквивалент.
Тема 21. Оценка устойчивости различных степеней окисления химических элементов − 2
час
Формы представления данных по стандартным электродным потенциалам. Ряды Латимера
и диаграммы Фроста, их применение. Оценка восстановительной и окислительной
способности воды. Критерии для сравнения устойчивости соединений с различными
степенями окисления в водных растворах. Влияние рН на равновесия ОВР.
3. Структура и реализация самостоятельной работы
Изучение теоретического курса проводится студентом после чтения соответствующей
лекции путем самостоятельной проработки материала по источникам, приведенным в
списке основной и дополнительной учебной литературы.
Темы, которые студенты должны изучить самостоятельно, а также рекомендуемую
литературу, лектор называет в конце каждой лекции. Самостоятельная работа студентов
по изучению дисциплины включает два основных вида: теоретическое обучение (ТО) и
решение задач в форме выполнения домашних заданий (ДЗ) по ключевым темам курса.
Теоретическое обучение (ТО) подразделяется на два вида самостоятельной внеаудиторной
работы студента:
1) изучение лекционного теоретического курса (самостоятельная проработка материала
прочитанной лекции по источникам, приведенным в списке основной и дополнительной
учебной литературы) (см. 2. Содержание дисциплины);
2) самостоятельное изучение теоретических вопросов, не вошедших в лекционный курс.
Вопросы для самостоятельного изучения преподаватель (лектор) сообщает в конце
каждой лекции с названием рекомендуемой литературы.
На вопросы из усвоенного самостоятельного материала студенты отвечают при защите
домашних заданий, а также при итоговом контроле. Перечень вопросов, не вошедших в
лекционный курс, для самостоятельного изучения студентами представлен в таблице.
Перечень вопросов для самостоятельного ТО (8 час)
№п/
п
1
2
4
Тема
Литература
Модуль 1 Теоретические основы для описания равновесий в растворах
Кислотность по Брёнстеду. Кислотно-основные
[1] c.230-238
равновесия в воде. Нивелирующий эффект
растворителя.
Кислотность по Льюису. Классификация кислот и [1] c.253-275
оснований по Льюису. Растворители как кислоты и
основания.
Модуль 2 Количественные характеристики равновесий в растворах
Диаграммы Латимера и их использование.
[1] c.310-313
[4] c.91-100
Колво
часов
4
2
2
2
2
Перечень из 4 домашних заданий каждому студенту выдается преподавателем
индивидуально и каждый год все задания обновляются. При их подготовке оказывается
консультационная помощь преподавателя, предусмотренная учебным планом
(консультации – (1.6 час).
2. Индивидуальные ДЗ для самостоятельной работы студентов (8 час)
ДЗ, сформулированные в общем виде, даны ниже.
1. Рассчитать и построить функцию образования данной системы из справочных
данных по константам устойчивости комплексов или диссоциации многоосновных
кислот. Охарактеризовать последовательность ступенчатого комплексообразования
или ступенчатой диссоциации кислот по кривой функции образования. (2 час). [5]
c.229-230, c.273.
2. Рассчитать и построить диаграмму распределения химических форм в случае
многоосновной
кислоты
или
ступенчатого
комплексообразования
с
использованием известных констант устойчивости. (2 час). [5] c.176-183.
3. С теоретическим обоснованием рассчитать рН растворов сильно разбавленных
(10-7 -10-9 М) растворов одной сильной кислоты и одного слабого основания. (2
час). [5] c.58-64.
4. Вычислить G и константу равновесия при известном стандартном электродном
потенциале (E0Ox/Red). Построить и проанализировать диаграмму Фроста
соответствующую предложенному ряду Латимера. (2 час). [1] c.310-313, [4] c.91100
Форма отчетности по ДЗ
Студент представляет домашнее задание в письменном и электронном виде. Само
задание должно быть приведено в начале отчета. Сдача заданий ведущему преподавателю
в виде собеседования проводится по завершению соответствующего модуля за счет
времени отведенного учебным планом на контрольно-самостоятельные работу (КСР).
Задание либо засчитывается, либо должно быть сдано после доработки в следующий раз.
При затруднении в выполнении ДЗ либо при неправильном выполнении ДЗ студент может
получить у преподавателя консультацию.
Варианты примеров ДЗ для самостоятельной работы студентов
Вариант № 1 к ДЗ 3
Рассчитать и построить функцию образования системы “Hg2+ − Cl− из справочных данных
по
константам
устойчивости
комплексов.
Охарактеризовать
ступенчатое
комплексообразование по кривой функции образования.
Вариант № 2 к ДЗ 2
Рассчитать и построить диаграмму распределения химических форм от рН для
ортофосфорной кислоты с использованием литературных значений её констант кислотной
диссоциации.
Решением
соответствующих
уравнений
подтвердить
условия
максимального накопления разных химических форм.
Вариант № 3 к ДЗ 2
Построить диаграмму распределения химических форм от рН для ортомышьяковой
кислоты. С использованием полученных данных рассчитать, построить и
проанализировать функцию образования данной системы.
Вариант № 4 к ДЗ 3
Вычислить рН: 5.10-8 М раствора серной кислоты, 2.10-8 М раствора гидроксида кальция.
Полученные значения сравнить с рН воды.
Вариант № 5 к ДЗ 4
Вычислить G и константу равновесия при известных значениях стандартных
электродных потенциалов (E0Ox/Red) для реакции Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+.
Вариант № 5 к ДЗ 4
Построить и проанализировать диаграмму Фроста соответствующую ряду Латимера.
pH=0
3
AsO
4

0, 67
0, 68
1, 37

 AsO2 
 As 
 AsH 3
Перечень вопросов к зачету
1.Значение растворов в природе, промышленности, металлургии и медицине.
Строение воды и ее важнейшие свойства. Теории кислот и оснований.
2. Классификация растворителей. Свойства неводных растворителей. Донорные
числа растворителей и их интерпретация.
3.
Коллигативные
свойства
растворов
неэлектролитов.
Растворение
неэлектролитов. Теория электролитической диссоциации. Истинные электролиты и
ионогены. Степень и константа диссоциации. Слабые кислоты и слабые основания.
Константы ионизации (Кион), константы диссоциации (Кд). Влияние природы растворителя
и электролита на равновесия "ионоген - ионные пары - сольватированные ионы.
4. Соотношения между экспериментальными (справочные данные) константами
диссоциации (Кэксп), Кион и Кд. pKa и pKb, их взаимосвязь. Влияние ионного потенциала
(Z/r) центрального иона оксигидроксидов на кислотные и основные свойства.
Амфотерные электролиты (z/r=3.5-9.5).
5. Особенности гидратации катионов и анионов. Физико-химическая теория
растворов. Термодинамика образования растворов. Роль энтропийного и энтальпийного
факторов.
6. Контактные и сольватноразделенные ионные пары. Три гидратационные сферы
катионов металлов. Особенности их формирования в водно-органических растворах.
Пересольватация. Равновесия: кислотно-основные, окислительно-восстановительные,
комплексообразования. Их особенности и формы записи на различном уровне
детализации состава растворов.
7 Амфолиты. Специфика кислотно-основных равновесий биологически активных
веществ: аминокислот, пептидов, белков, лекарств. Цвиттерионы.
8. Кислотно-основные равновесия между аква-, гидроксо- и оксокомплексами и
генетическая связь между ними. Краткая характеристика состояния s-, p-, d- и f-ионов
металлов в некомплексообразующей среде в зависимости от кислотности среды (или рН).
9. Материальный баланс раствора и его электронейтральность Практические
примеры их использования. Расчет рН очень разбавленных растворов кислот и оснований.
10. Произведение активности. Закономерности в растворимости ионных
соединений. Карбонатное равновесие, его роль в организме человека и окружающей
среде. Биоминерализация.
11. Закон действующих масс для равновесия в растворе. Эффекты среды.
Концепция Льюиса. Активность и коэффициент активности. Константы равновесия
выраженные через активности. Концентрационные константы. Ионная сила раствора.
Растворы сильных электролитов, кажущаяся степень диссоциации
12. Ионоселективные мембраны и электроды. Ионометрия. Электроды
(индикаторные и сравнения). Хлорсеребряный и каломельный электроды. Устройство и
основные принципы работы. Особенности применения, преимущества и недостатки
ионоселективных сенсорных датчиков.
13. Уравнения для расчета среднеионных коэффициентов активности в водных
растворах (Дебая-Хюккеля, Васильева и т.д). Принцип постоянной ионной силы. Правило
Харнеда. Теория специфического взаимодействия (SIT) и ее использование.
14. Проблема определения активности индивидуального иона. Активность ионов
водорода. Построение шкалы активности ионов на примере рН. Границы применимости
шкалы рН. Шкалы активности других ионов. Стеклянные электроды. Особенности
обращения со стеклянными электродами.
15. Среднелигандное число. Функция образования. Мольная доля формы. Функция
закомплексованности.
16. Построение и анализ диаграмм распределения химических форм от рН в случае
диссоциации многоосновных кислот на основании известных в литературе констант
протонирования или констант диссоциации.
17. Построение и анализ диаграмм распределения химических форм от рН при
ступенчатом образовании комплексных соединений на основании известных в литературе
значений констант устойчивости комплексов.
18. Направление окислительно-восстановительных реакций. Стандартные
электродные потенциалы (E0Ox/Red). Работа в электрохимической цепи. Вычисление G и
константы равновесия при известных (E0Ox/Red). Расчет (E0Ox/Red) исходя из известных
значений
стандартных
электродных
потенциалов
для
других
редокс-пар.
Вольтэквивалент.
19. Формы представления данных по стандартным электродным потенциалам.
Ряды Латимера и диаграммы Фроста, их применение. Оценка восстановительной и
окислительной способности воды. Критерии для сравнения устойчивости соединений с
различными степенями окисления в водных растворах. Влияние рН на равновесия ОВР.
4. Учебно-методические материалы по дисциплине
1.
2.
3.
4.
4.1 Основная и дополнительная литература, информационные
ресурсы
Основная литература
Шрайвер Д., Эткинс П. Неорганическая химия. М.: Мир, 2004. Т.1. 679с.
Скопенко В.В., Цивадзе А.Ю., Савранский Л.И., Гарновский А.Д.
Координационная химия. Учебное пособие для вузов. М.: ИКЦ «Академкнига»,
2007. 487с.
Киселев Ю.М., Добрынина Н.А. Химия координационных соединений. М.:
Академия, 2007. 352 с.
Шрайвер Д., Эткинс П. Неорганическая химия. М.: Мир, 2004. Т.2. 485с.
Дополнительная литература
5. Батлер Дж.Н. Ионные равновесия (математическое описание).Л.:Химия, 1973. 448
с.6. Бек М. Химия равновесий реакций комплексообразования. М.: Мир, 1973. 359 с.
7. Белеванцев В.И., Пещевицкий Б.И. Исследование сложных равновесий в растворе.
Новосибирск: Наука, 1978. 253 с.
8. Хартли Ф., Бергес К., Олкок Р. Равновесия в растворах. М.: Мир, 1983. 360
9. Стид Дж. В., Этвуд Дж. Л. Супрамолекулярная химия. М.: Академкнига, 2007. Ч.1-2.
895с.
4.2 Перечень наглядных и других пособий, методических указаний и материалов к
техническим средствам обучения
При изучении дисциплины используются:
1. Справочники ИЮПАК по константам устойчивости
2. Электронная база данных по константам устойчивости комплексов (ИЮПАК,
2000)
3. Шесть компьютеров с программным обеспечением
4. Диапроектор, слайды к лекциям и семинарам
5. Электронные варианты лекций в Рowder Paint
4.3 Контрольно-измерительные материалы
Варианты заданий для самостоятельной работы студентов.
Билеты для сдачи зачета, включающие два теоретических вопроса (см. выше Перечень
вопросов к зачету).
.
5. Формы контроля
Критерии выставления итоговой оценки
Для получения зачета необходимо сдать все четыре ДЗ и удовлетворительно ответить на
теоретические вопросы (см. Перечень вопросов к зачету), есть возможность
автоматического выставления зачета.
ГРАФИК
учебного процесса и самостоятельной работы студентов по дисциплине _Равновесие в растворах_
направления 020100.62 -Химия ИЦМиМ , 4 курса на 8 семестр
№
п/п
Наименование
дисциплины
Число аудиторных
занятий
Семестр
Всего
По видам
Форма
контроля
Лекции – 36
1
Равновесие в
растворах
8
50
Практические
–0
зачет
Часов на
самостоятельную
работу
Всего
По
видам
ТО – 6
ДЗ – 8
14
КН
Недели учебного процесса семестра
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
ТО
В
ДЗ
ТО
ДЗ
1
ТО
ТО
ТО
ТО
ТО
ДЗ
2
ТО
ТО
ДЗ
3
ТО
ТО
КД
З
ТО
В
ДЗ
ТО
ДЗ
4
ТО
ТО
ТО
ТО
ТО
КДЗ
ВДЗ
КДЗ
КДЗ
1КН
Условные обозначения: ВДЗ – выдача домашнего задания; ТО –теоретическое обучение; ДЗ – домашнее самостоятельное задание; КДЗ –
контроль домашнего задания; КТО – контроль теоретического обучения; КН – контрольная неделя (аттестационная неделя).
Заведующий кафедрой:
проф. В.М. Денисов
2КН