Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
анал.doc
Скачиваний:
2
Добавлен:
01.03.2025
Размер:
387.07 Кб
Скачать

5. Понятие о буферных растворах. Примеры. Буферная емкость.

Растворы, рН которых почти не изменяется от прибавления небольших объемов сильных кислот или щелочей, а также от разбавления называют буферными растворами или буферными смесями. Они представляют собой смеси электролитов, содержащие одноименные ионы. Например, ацетатный буферный раствор – это смесь уксусной кислоты и ацетата натрия, аммонийный буферный раствор – смесь гидрата окиси аммония и хлористого аммония. Количество молей сильной кислоты или сильного основания, прибавление которого к 1 л буферного раствора изменяет его рН на единицу, характеризует буферную емкость раствора. Следовательно, буферная емкость измеряется количеством г-экв или моль/л сильной кислоты или сильного основания, которое необходимо добавить к 1 л буферной системы, чтобы изменить его значение рН на единицу. Буферным действием обладают также смеси кислых солей с различной замещенностью водорода металлом. Примерами буферных действий в природе является кровь, лимфа, почва.

6. Ионное произведение воды, водородный показатель.

Вода является очень слабым электролитом: лишь незначительная часть молекул воды диссоциирует на ионы:

H2O ↔ H+ + OH¯

Экспериментально установлено, что произведение концентраций ионов H+ и OH¯ в воде и разбавленных водных растворах электролитов является величиной постоянной и называется ионным произведением воды (Kw)

Kw = [H+] + [OH¯] = 10-14,

[H+] = [OH¯] = 10-7 моль/л

Для удобства условились выражать кислотность раствора как отрицательный логарифм концентрации водородных ионов. Эту величину называют водородным показателем и обозначают pH.

Водородный показатель, pH— мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр:

pH = -lg[H+]

В зависимости от соотношения концентраций ионов H+ и OH¯ различают три вида реакции среды:

кислая среда: [H+] > [OH¯]; [H+] > 10-7 моль/л; pH < pOH; pH < 7;

нейтральная среда: [H+] = [OH¯] = 10-7 моль/л; pH = pOH = 7;

щелочная среда: [H+] < [OH¯]; [H+] < 10-7 моль/л; pH > pOH; pH >7;

Таким образом, значения pH всех водных растворов электролитов укладывается в шкалу pH от 0 до 14.

7. Закон действующих масс, константа равновесия химической реакции.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ, сформулированная Гульдбергом Като Максимилианом (1836 – 1902) – норвежским физикохимиком и математиком и Петером Вааге (1833 – 1900) норвежским физикохимиком и минералогом в 1864 – 1867 г. г. получила название закона действующих масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициенто.

Химическим равновесием называют такое состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости прямой и обратной реакций равны. Для системы mА + nВ = рС + qD скорость прямой реакции v1= k1[А] m [В]n, а скорость обратной реакции v2 = k2 [С]р [D] q. При химическом равновесии v1 = v2. Поэтому можно написать k1[A]m[B]n = k2[C]р [D]q . После преобразования получим k1 / k2 = ([С]р [D] q ) / ([A]m[В]n). Но отношение 2-х постоянных величин k1 / k2 есть величина постоянная, которую обозначают через К и называют константой равновесия: К = ([С]р [D] q ) / ([A]m[В]n). При химическом равновесии произведение молярных концентраций получающихся веществ (продуктов реакции), деленное на произведение молярных концентраций исходных веществ, представляет собой постоянную для данной реакции величину, называемую константой равновесия (значение концентрации каждого компонента возводят в степень, равную стехиометрическому коэффициенту его в уравнении реакции). Константа равновесия показывает, во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной реакции k1 / k2 при данной температуре и одинаковых концентрациях. Если константа равновесия равна К = 1, то скорости прямой и обратной реакций приблизительно равны. Если величина К> 1, то преобладает прямая реакция и динамическое равновесие сдвинуто вправо. При К< 1 идет преимущественно обратная реакция и равновесие смещено влево. Для обратимой реакции N2 + 3Н2 = 2NН3 уравнение константы равновесия имеет вид К = [NН3 ]2/ [N2 ][Н2]3. Добавление в систему одного из реагирующих веществ вызывает смещение (сдвиг) химического равновесия, т. е. изменение равновесных концентраций. Равновесие вновь установится, но уже при других новых концентрациях исходных веществ и получающихся продуктов. В этом случае обязательно повышается скорость той реакции, при которой прибавленное вещество расходуется. Чтобы достичь более полного смещения (сдвига) химического равновесия нужно действовать избытком реагента, вызывающего это смещение.