- •Российский национальный исследовательский
- •1. Некоторые основные понятия и законы химии
- •2. Энергетика химических реакций
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •3. Химическое равновесие
- •3.1. Основные понятия и признаки химического равновесия
- •3.2. Смещение химического равновесия
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •4. Растворы
- •4.1. Основные понятия. Образование растворов
- •4.2. Способы выражения состава растворов
- •Задачи для самостоятельного решения
- •5. Равновесия в растворах электролитов
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •6. Растворы сильных электролитов
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •7. Буферные растворы
- •7.1. Основные понятия
- •7.2. Свойства буферных растворов
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •8. Равновесия в системе осадок― раствор
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •9. Строение атома
- •Принципы заполнения атомных орбиталей электронами
- •Упражнения для самостоятельного решения
- •10. Окислительно - восстановительные реакции
- •Окислители и восстановители
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •Влияние среды реакции
- •Основные схемы электронно-ионных полуреакций в различных средах
- •Влияние среды на состав продуктов реакции
- •Влияние концентрации на состав продуктов реакции
- •Реакции самоокисления-самовосстановления
- •Окислительно-восстановительные реакции с участием органических веществ.
- •Упражнения для самостоятельного решения
- •11. Химическая связь
- •11.1. Ковалентная связь Метод валентных связей
- •Механизмы образования химической связи
- •Гибридизация атомных орбиталей и геометрия молекул
- •Делокализованная π-связь
- •Метод молекулярных орбиталей
- •Энергетические диаграммы двухатомных частиц, образованных элементами первого периода
- •Гетероядерные двухатомные молекулы образованные элементами разных периодов.
- •Энергетические диаграммы двухатомных частиц, образованных элементами второго периода
- •Многоатомные молекулы
- •Свойства ковалентной связи
- •Насыщаемость
- •Направленность связи
- •Длина и энергия связи
- •Полярность связи
- •11.2. Ионная связь
- •Поляризация и поляризуемость ионов
- •Б) протон, внедряясь в кислородный анион, снижает его заряд и уменьшает деформируемость; поэтому hco3- и hso3- менее устойчивы, чем co32- и so32-
- •Влияние водородной связи на физические и химические свойства водородных соединений.
- •Эти связи часто образуются в хелатных комплексах, как, например, в бис(диметилглиоксимато)никелеIi(см.Рис.29).
- •11.4. Металлическая связь
- •11.5. Межмолекулярные взаимодействия
- •11.6. Химическая связь в твердых телах
- •Упражнения для самостоятельного решения
- •12. Комплексные соединения
- •12.1. Основные понятия
- •12.2. Строение комплексных соединений
- •12.3. Природа химической связи в комплексных соединениях
- •Теория кристаллического поля
- •Теория поля лигандов
- •12.4. Устойчивость комплексных соединений
- •12.5. Свойства комплексных соединений Окраска комплексных соединений
- •Магнитные свойства комплексных соединений
- •Кислотно-основные свойства комплексных соединений
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •Приложение
- •Содержание
7.2. Свойства буферных растворов
1. Значение рН практически остаётся неизменным при разбавлении. И лишь при очень большом разбавлении (в 104 и более) значение рН может измениться на 0,5–1,0 единиц. Кроме того, при точном измерении рН следует учитывать изменения коэффициентов активности кислоты и основания, а они изменяются по-разному для заряженных и незаряженных электролитов.
2. Буферные растворы мало изменяют рН при добавлении небольшого количества сильной кислоты или сильного основания.
3. При равенстве концентраций буферной кислоты и буферного основания
С(буф.к-та) =С(буф.осн.) рН буферного раствора равно рКа рН=рКа.
Так экспериментально можно определить константу кислотности.
Механизм буферного действия — при добавлении небольшого количества сильной кислоты или сильного основания ионы Н3О+ и ОН– в эквивалентных количествах переходят в состав слабых электролитов(буферной кислоты или буферного основании).
Например:
К 1 л ацетатной буферной смеси, в которой [СН3СООН] = [СН3СОО–] = 1 моль/л добавили 0,1моль HCl. HCl + H2O = H3O+ + Cl- ;
[H3O+] = [HCl] = 0,1 моль/л
рН исходной буферной смеси: рН= рКа + lg[CH3COO–] / [CH3СOOH] =
4,76 + lg 1/1 = 4,76.
С кислотой взаимодействует буферное основание:
СН3СОО– + Н3О+ = СН3СООН + Н2О.
После добавления соляной кислоты:
[СН3СОО–] = 1,0 – 0,1 = 0,9(моль/л), а [CH3COOH] = 1,0 + 0,1 = 1,1(моль/л).
Тогда рН буферной смеси после добавления соляной кислоты
рН = 4,76 + lg 0,9 / 1,1 = 4,67.
рН буферной смеси уменьшилась на 4,76 – 4,67 = 0,09
А при добавлении такого же количества хлороводорода в 1л воды (рН = 1)
рН уменьшилась бы на (7–1) =6.
Каждый буферный раствор характеризуется сопротивляемостью к изменениям. Количественно её выражают буферной ёмкостью В,
которая определяется числом моль эквивалентов кислоты или основания, которые необходимы для смещения рН 1л буферного раствора на одну единицу.
Обычно определяются буферная емкость по кислоте (Вa) и буферная емкость по щелочи (Вb).
Вa = n(Н3О+)доб. / Vбуф.р-р ∙∆рН Вb = n(ОН-)доб. / Vбуф.р-р ∙∆рН
Буферначя ёмкость зависит от ряда факторов:
1. Чем выше концентрации компонентов буферного раствора, тем больше его буферная ёмкость.
2. Буферная ёмкость зависит от соотношения концентраций компонентов, а, следовательно, от рН буфера. При рН = рКa буферная ёмкость максимальна.
3. Достаточное буферное действие наблюдается, если концентрация одного из компонентов превышает концентрацию другого не более, чем в 10 раз. Таким образом, интервал буферного действия pH = pKa ± 1.
Пример 1.Рассчитайте рН раствора, приготовленного смешением 300мл 0,05М KH2PO4 и 200мл 0,1М Na2HPO4. pKa(H2PO4 – )= 7,2.
Решение:
рН буферного раствора равно: рН = рКа + lg
Определяем ионную силу раствора.
KH2PO4 = K+ +H2PO4– Na2HPO4 = 2Na+ + HPO42–
0,05 0,05 0,05 ( моль) 0,1 0,2 0,1 (моль)
Объём буферного раствора: 300мл + 200мл = 500 мл =0,5л.
Концентрации ионов в буферном растворе равны:
)=моль/лc(Na)== 0,08моль/л
c(H2PO4– )== 0,03 моль/л c(HPO42–)== 0.04 моль/л
Ионная сила J= 0,5 ( 0,03·12 + 0,03·12 + 0,08·12 + 0,04·22)= 0,15.
По таблице находим коэффициенты активности f ионов.
f(H2PO4–) =0,81. f( HPO42–) = 0,41.Рассчитываем рН данного буферного раствора:
pH=+lg= 7,03.
Пример 2 Какие объёмы 0,2М NH3·H2O и 0,1М NH4Cl необходимо взять для приготовления 200 мл буферного раствора с рН=9,54? pKb(NH3·H2O)=4,76. Ионная сила раствора J= 0,1.
Решение:
Коэффициент активности нейтральных молекул можно принять равными 1, а f(NH4+) = 0,81 в соответствии с ионной силой.
pН данной буферной системы равно: рН = рКа(NH4+) + lg
pKa(NH4+) = 14 – pKb = 14 – 4,76 = 9,24. pH = 9,24 + lg
Предположим, что для приготовления буферного раствора взяли x (л) раствора аммиака. Тогда объём раствора хлорида аммония: (0,2 – x)л.
c(NH3·H2O) = =x(моль/л) c(NH4+)==(0,1-0,5x) моль/л.
Подставляем полученные данные в уравнение для рН буферной системы:
9,54 = 9,24 + lg ; Отсюда: lg;
Тогда: иx= 0,0895 (л) =89,5 мл90мл.
V(NH3·H2O) = 90мл V(NH4Cl) = 110мл
Пример 3 а) Рассчитайте рН ацетатной буферной системы, приготовленной смешением 200мл 0,1м СН3СООН и 200мл
0,1М СН3СООNa. рКа(СН3СООН) = 4,76.
б) Рассчитайте рН данной буферной системы после добавления 10мл
1М HCl и буферную ёмкость по кислоте.
в) Рассчитайте рН данной буферной системы после добавления
10 мл 1МNaOH и буферную ёмкость по щёлочи.
Решение:
а) рН ацетатной буферной системы равна: рН= 4,76 + lg
Концентрации буферных кислоты и основания равны:
c(CH3COO–) = с(СH3COOH) =моль/л
Для определения коэффициента активности определяем ионную силу:
J=0,5(0,05 + 0,05)= 0,05.
Концентрацией ионов, которые даёт слабый электролит― уксусная кислота, пренебрегаем в виду их малости.
Из табл.5 Приложения находим коэффициенты активности ацетат- иона и иона натрия:f=0,84.
Рассчитываем рН буферной системы:
pН = 4,76 + lg
б) При добавлении соляной кислоты протекает реакция:
CH3COO– + H3O+ = CH3COOH +H2O,
0,02 0,01 0,01 моль
В растворе было:n(CH3COO–) = 0,05·0,4 = 0,02 моль.
Добавили n(HCl) = 0,01·1 = 0,01моль. При этом сильная кислота заменяется в эквивалентных количествах на слабую (буферную) кислоту, а буферное основание в эквивалентных количествах уменьшается. (В этом заключается механизм буферного действия). В результате реакции буферного основания осталось: 0,02 –0,01 = 0,01 моль,
а буферной кислоты стало: 0,02 + 0,01 = 0,03 моль.
Поскольку количество ионов в результате такой реакции не меняется, ионная сила не изменяется, и коэффициент активности остаётся прежним.
Тогда рН = 4,76 + lg
Буферная ёмкость по кислоте равна:
Ba =моль/л.
в) При добавлении щёлочи в буферную систему протекает реакция:
CH3COOH + OH– = CH3COO– + H2O
0,02 0,01 0,01 (моль)
В растворе было: n(CH3COOH) = 0,05·0,4 = 0,02моль.
Добавили n(NaOH) = 0,01·1= 0,01моль.При этом сильное основание ОН– заменяется в эквивалентных количествах на слабое(буферное основание), а буферная кислота в эквивалентных количествах уменьшается. В результате реакции буферной кислоты осталось: 0,02 – 0,01 = 0,01 моль, а буферного основания стало: 0,02 + 0,01 = 0,03 моль. Поскольку ионная сила не меняется, коэффициент активности остаётся прежним 0,84.
Тогда рН = 4,76 + lg
Буферная ёмкость по щёлочи равна: Вb =моль/л.