Определение величины рн и свойства буферных систем

Многие химические реакции протекают при определенном значении рН раствора. Это касается, в первую очередь, живых систем, в которых процессы протекают в достаточно узких диапазонах рН. Кроме того, для ряда технологических процессов также требуется поддержание постоянного рН.

В химической практике используют буферные растворы − растворы, способные сохранять определенное значение рН при разбавлении или добавлении небольших количеств кислот или оснований.

Буферные растворы состоят из слабой кислоты и соли этой кислоты или слабого основания и соли этого основания. Например, ацетатный буфер состоит из уксусной кислоты и ацетата натрия СН₃СООН/СН₃СООNa. Он содержит кислоту, поэтому имеет кислотный рН. Аммонийный буфер состоит из аммиака и соли аммония NH₄OH/NH₄Cl и является основным буферным раствором. Используя различные пары кислот и оснований, можно приготовить буферные растворы с почти любым значением рН.

Рассмотрим равновесия в ацетатном буферном растворе.

Уксусная кислота – слабый электролит, диссоциирует в водном растворе по схеме:

СН₃СООН ↔ СН₃СОО^- + Н⁺

Ацетат натрия – сильный электролит, полностью распадается на ионы:

СН₃СООNa → CH₃COO^- + Na⁺

Наличие в растворе ацетат-ионов из ацетата натрия сдвигает равновесие диссоциации уксусной кислоты влево, т.е. подавляет ее диссоциацию. В результате количество ацетат-ионов в растворе соответствует концентрации ацетата натрия. А вся кислота находится в недиссоциированном виде.

Запишем выражение для константы диссоциации уксусной кислоты:

В этом выражении концентрация ацетат иона [CH₃COO^-] равна концентрации соли − ацетата натрия. Концентрация кислоты [CH₃COOН] равна исходной концентрации кислоты. Таким образом можем записать:

Откуда выразим концентрацию ионов водорода в буферном растворе:

Формулу для расчета рН кислотного буферного раствора получим, прологарифмировав выражение:

рН = pKкисл + lgCсоли – lgCкисл.

Расчет рН основного буферного раствора осуществляется по формуле:

рН = 14 – рКосн + lgCосн – lgCсоли

Механизм буферного действия

Рассмотрим, какие процессы будут происходит ь в ацетатном буферном растворе (СН₃СООН/СН₃СООNa) при добавлении сильных кислот и оснований.

При добавлении к такому буферу сильной кислоты, например, HCl, произойдет взаимодействие ее с ацетатом натрия:

СН₃СООNa + HCl = CH₃COOH + NaCl

В итоге образуется слабая уксусная кислота и предотвращается понижение рН.

При добавлении щелочи, например, NaOH, произойдет реакция нейтрализации с уксусной кислотой:

CH₃COOH + NaOH = CH₃COONa + H2O

В результате заметного повышения рН не произойдет.

Безусловно, способность «сопротивляться» изменению рН при добавлении кислот и щелочей не безгранична и зависит от концентрации компонентов буферного раствора. Характеристикой этой способности является величина буферной емкости.

Буферная емкость – количество кислоты или щелочи, которое нужно добавить к 1 л буферного раствора для изменения значения рН на 1.

Работа № 9

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Гидролиз – это взаимодействие веществ с водой, в результате которого происходит изменение рН среды.

Рассмотрим гидролиз солей. Соли – вещества, состоящие из катиона металла и аниона кислотного остатка. По тому, какой металл и анион какой кислоты входят в состав соли, все соли можно разделить на 4 типа:

1 тип. Соли сильного основания и сильной кислоты. Сильные основания – основания щелочных и щелочно-земельных металлов. Сильные кислоты – HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄. Примеры солей 1 типа: NaCl, K₂SO₄, CaCl₂.

2 тип. Соли сильного основания и слабой кислоты. Слабыми кислотами являются HF, H₂SO₃, H₂CO₃, H₃PO₄, H₂SiO₃, H₂S, CH₃COOH, HNO₂, HCN. Примеры солей 2 типа: Na₂CO₃, K₂S, CH₃COONa.

3 тип. Соли слабого основания и сильной кислоты. Слабые основания образует большинство металлов (за исключением металлов I и II групп Периодической системы), например Al, Zn, Fe, Cu и т.д., а также ион аммония NH₄⁺. Примеры солей 3 типа: FeCl₂, Al₂(SO₄)₃, Cu(NO₃)₂, NH₄Cl.

4 тип. Соли слабого основания и слабой кислоты. Например, Al₂S₃, CH₃COONH₄, CuCO₃.

Рассмотрим взаимодействие с водой солей всех четырех типов.

1) Соли 1 типа гидролизу не подвергаются! Среда растворов таких солей нейтральная (рН=7). Для них можно написать только уравнение диссоциации:

NaCl → Na⁺ + Cl^-

2) Соли 2 типа гидролизуются по аниону. Сначала запишем уравнение диссоциации:

Na₂CO₃ → 2Na⁺ + CO ₃^2- (1)

Слабой частью является анион CO ₃^2-, который взаимодействует с водой, присоединяя протон H⁺:

CO₃^2- + Н⁺ОН^- → HCO₃^- + OH^- (2)

При этом образовался гидрокабонат-ион HCO₃^- и гидроксид-анион OH^-. Значит, среда в растворе будет щелочная (рН >7). Гидролиз идет только по первой ступени, т.е. реакция полученного аниона HCO₃^- с еще одной молекулой воды с образованием H₂CO₃ практически не идет. Гидролиз останавливается на этой стадии.

Уравнение (2) – ионная запись уравнения гидролиза. Для получения уравнения гидролиза в молекулярном виде, складываем уравнения (1) и (2), соединяя в правой части катионы с анионами. Получится:

Na₂CO₃ + CO₃^2- + Н⁺ОН^- → NaHCO₃ + NaOH + CO₃^2-

И после сокращения одинаковых ионов получим уравнение гидролиза:

Na₂CO₃ + Н₂О «NaHCO₃ + NaOH

В результате данной реакции гидролиза не выпадает осадков, не выделяется газов, т.е. реакция не идет до конца, является обратимой.

Итак, при гидролизе соли сильного основания и слабой кислоты, получается кислая соль, и раствор становится щелочным.

3) Соли 3 типа гидролизуются по катиону. Так же, как и в предыдущем примере, запишем уравнение диссоциации:

CuCl₂ → Cu ²⁺ + 2Cl^- (3)

Выберем слабую часть и запишем ее взаимодействие с водой. Положительно заряженный ион меди Cu²⁺ присоединяет отрицательный гидроксид-ион:

 

Cu²⁺ + Н⁺ОН^- → СuOH⁺ + H⁺ (4)

При этом образуется ион СuOH⁺ и протон H⁺. Это значит, что среда раствора – кислая (рН<0). Гидролиз останавливается на первой стадии, т.е. ион СuOH⁺ не будет принимать второй гидроксид-ион с образованием Сu(OH)₂.

Уравнение (4) – запись гидролиза в ионном виде. Чтобы получить молекулярное уравнение, сложим уравнения (3) и (4) и получим:

CuCl₂+ Н₂О «СuOHCl + HСl

Так же, как для солей 2-го типа, гидролиз обратим.

Т.о., при гидролизе соли слабого основания и сильной кислоты образуется основная соль, и раствор становится кислым.

4) Соли 4 типа гидролизуются и по катиону, и по аниону. Чтобы записать уравнение гидролиза, надо провести реакцию обмена ионов между солью и водой. Катион будет взаимодействовать с гидроксид-ионами с образованием соответствующего гидроксида металла, а анион соединится с ионами водорода с образованием слабой кислоты. В этом случае гидролиз протекает до конца.

Al₂S₃ + HOH → Al(OH)₃¯ + H₂S­

Ион алюминия гидролизуется по трем ступеням, т.е. присоединяет 3 гидроксид-иона, ион серы также гидролизуется до конца (по двум ступеням) с образованием сероводорода. Гидролиз в этом случае необратим, протекает до конца.

 

Работа № 12