- •1. Основные понятия теории растворов электролитов
- •2. Теория с Аррениуса/
- •3. Равновесие электролитической диссоциации в растворе
- •4. Ионное произведение воды
- •5. Водородный показатель. Расчет рН растворов кислот и оснований
- •1. Классификация кислотно-основных буферных систем:
- •Механизм действия буферных систем и расчетные формулы для определения рН в этих растворах
- •Вычисление рН буферных растворов Уравнение Гендерсона -Хассельбаха
- •2. Отсюда находим:
- •4. Буферная емкость. Факторы, определяющие буферную емкость
4. Ионное произведение воды
Кислотно-основные свойства водных растворов кислот и оснований связаны с собственной диссоциацией (автопротолизом) воды:
Так как активности ионов в чистой воде приблизительно равны концентрациям, то
КW называют ионным произведением воды. При 25 °С его значение 110 14 и растет с увеличением температуры.
Положительный ион, образующийся при автопротолизе воды, называют ионом гидроксония. Ион гидроксония Н3О+ — это протон, который связан с молекулой воды ковалентной связью.
При помощи ионного произведения легко рассчитать концентрацию ионов гидроксида (лиата) и водорода (лиония). В чистой воде [Н+] = [ОН-] = 1•10-7 моль/л.
5. Водородный показатель. Расчет рН растворов кислот и оснований
Для удобства вычислений и построения графиков, выражающих зависимость какого-либо свойства от концентрации ионов водорода, был введен символ рН –водородный показатель — это десятичный логарифм активности водородных ионов, взятый с отрицательным знаком:
pH= -Ig[H+], аналогично рОН=-Ig[ОH-];
Логарифмируя уравнение получаем : -Ig[H+]+(-Ig[ОH-])= -IgКW=-Ig110-14
или рН+рОН=14.
В водных растворах кислот и оснований рН среды зависит от природы и концентрации растворенного вещества.
При вычислении рН раствора сильной кислоты или сильного основания необходимо знать молярную концентрацию ([Н+] или [ОН]) эквивалента данного вещества и коэффициент активности (γ или f) соответствующего иона (γ(Н+) или γ (ОН)) в заданном растворе.
Для расчетов используют следующие уравнения:
При вычислении рН раствора слабой кислоты или слабого основания необходимо знать молярную концентрацию данного вещества [Н+] или [ОН] и константу его диссоциации (Кд):
Тема «Буферные системы (растворы)»
-
Классификация буферных систем
-
Механизм действия буферных систем
-
Расчет показателя рН буферных систем. Уравнение Гендерсона –Хассельбаха.
-
Буферная емкость. Факторы, определяющие буферную емкость
-
Буферные системы крови и слюны
Буферная система — это равновесная система, способная поддерживать примерно на постоянном уровне какой-либо параметр при незначительных внешних воздействиях.
1. Классификация кислотно-основных буферных систем:
1) слабая кислота и ее анион НА/А-; например: ацетатная буферная система СН3СООН/СН3СОО-; H2CO3/HCO-;
-
слабое основание и его катион В/ВН+; например: аммиачная буферная система NH3/NH4+;
-
анионы кислой и средней соли или двух кислых солей; например: карбонатная буферная система СО32-/НСО3; фосфатная буферная система НРО42-/Н2РО4-;
-
ионы и молекулы амфолитов; к ним относят аминокислотные и белковые буферные системы:
а) слабая белок-кислота и соль этой слабой кислоты:
б) слабое белок-основание и соль этого слабого основания:
В протолитических (т.е. протонной) буферных растворах компонентами являются донор протона и акцептор протона, представляющие собой сопряженную кислотно-основную пару. В качестве донора протона выступает слабая кислота (СН3СООН, H2CO3) или сопряженная кислота слабого основания (NH4+). Акцептором протона в первом случае является анион слабой кислоты (СН3СОО-, НСОз-), а во втором - слабое основание (NH3 Н2О).
Универсальная буферная смесь (готовят, смешивая растворы ортофосфорной, уксусной и борной кислот с раствором гидроксида натрия), которая позволяет поддерживать постоянство рН при заданном значении в широком интервале рН = 1,81—11,98.
Следует отметить, что не только смеси, но и растворы некоторых индивидуальных солей, например, тетрабората натрия, карбоната аммония и др., также обладают буферными свойствами.