Методические указания по изучению неорганической химии и контрольные задания для самостоятельной работы

Добавил(а) Administrator

16.02.11 14:05

Страница 8 из 12

Если в раствор, например, ацетатного буфера попадает соляная кислота, то она нейтрализуется слабым основанием – ацетатом натрия:

Образующаяся слабая кислота – НАс существенно рН среды не изменяет. Введение в буферный раствор сильного основания (NaOH), также не изменит рН раствора, так как ΝаΟΗ будет нейтрализован уксусной кислотой:

Естественно, при ограниченном объеме буферного раствора и, следовательно, при ограниченных количествах имеющихся в нем кислотного и основного компонентов введение кислот или оснований извне без изменения рН раствора имеет свой предел.

Существует понятие буферной емкости раствора. Буферная емкость – это количество эквивалентов сильной кислоты или сильного основания, которое нужно добавить к 1 л буферного раствора, чтобы изменить рН среды на единицу.

Ясно, что введение кислоты понизит рН, а введение щелочи увеличит значение рН.

Расчет рН буферного раствора проводится по следующей методике.

Допустим, что мы располагаем раствором ацетатного буфера. Источником протонов в системе является кислота НАс

;

К_а = .

Учитывая тот факт, что кислота НАс диссоциирует очень слабо, а соль NaAc как сильный электролит диссоциирует практически полностью, можно допустить, что концентрация ионов Ас^– равна концентрации NaAc . Тогда выражение К_а приобретает вид:

К_а = ; ;

; .

Если [НАс] = [NaAc], то , а рН = рК_а = 4,86.

Рассуждая аналогично при вычислении рН буферных смесей, состоящих из слабых оснований и их солей, получим:

p OH = pK_в – .

При равенстве концентраций компонентов:

р ОН = рК_в; рН= 14 – рОН.

В случае аммонийного буфера:

5; рОН = 5; рН = 9.

Контрольные задания (122-141) (табл. 3.3)

Таблица 3.3

Определите рН буферных растворов

№ задания	Буферная смесь	№ задания	Буферная смесь
122	4 мл 0,1 н НАс + 6 мл 0,2 н NaАс	132	10 мл 03 н НАс + 10 мл мл 0,4 н NaАс
123	6 мл 0,1 н НАс + 4 мл 0,4 н NaАс	133	7 мл 0,4 н НАс + 8 мл 0,5 н NaАс
124	2 мл 0,4 н НАс + 8 мл 0,2 н NaАс	134	15 мл 0,2 н НАс + 15 мл 0,4 н NaАс

Продолжение табл. 3.3

№ задания	Буферная смесь	№ задания	Буферная смесь
125	4 мл 0,2н NH₄OH + 6 мл 0,1н NH₄Cl	135	10мл 0,05н NH₄OH + 10мл 0,1н NH₄С1
126	1 мл 0,5 н НАс + 9 мл 0,1 н NaАс	136	10 мл 0,1 н NaBnz + 10 мл 0,2 н NaBnz
127	5 мл 0,1н NH₄OH + 5 мл 0,2н NH₄С1	137	5 мл 0,1 н Н₂СО₃ + 5 мл 0,5 н NaНСО₃
128	3 мл 0,2 н НAc + 7 мл 0,4н NaАс	138	1 мл 0,2 н Н₂СО₃ + 9мл 0,3 н NaНСО₃
129	4 мл 0,1 н НВnz + 6 мл 0,2 н NaBnz	139	7 мл 0,8 н НАс + 13 мл 0,6 н NaАс
130	6 мл 0,2 н НВnz + 4 мл 0,1 н NaBnz	140	15 мл 0,1н NH₄0H + 15 мл 0,2н NH₄С1
131	10 мл 0,5 н НСN + 10 мл 0,1 н NaСN	141	2 мл 0,5 н NaBnz + 8 мл 2 н NaBnz

Примечание: Для упрощения расчетов значения рК_а, рК_в округлены. Бензойная кислота (НВnz): рК_а = 4,2; синильная кислота: рК_а = 9; угольная кислота: = 3; гидроксид аммония: рК_в = 5.

3.3. Гидролиз солей

Гидролиз солей (как и других субстратов) – это обменное взаимодействие (химическая реакция) с водой как с реагентом. В случае солей гидролиз – это по сути реакция, обратная реакции нейтрализации кислот и оснований. Ионы соли в растворе взаимодействуют с или воды. Если анионы соли связывают протоны с образованием слабо диссоциирующего соединения, то в растворе возрастает концентрация – среда становится щелочной. В свою очередь, связывание катионом соли повышает кислотность среды.

Гидролиз соли характеризуется степенью гидролиза:

(где С_гидр. – число молей гидролизованной соли;

С_общ . – общее число молей соли),

а также константой гидролиза (К_гидр.) и рН среды.

<< Начало < Предыдущая 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 Следующая > Последняя >>