4.2.3. Буферні розчини

У хімії, біології, медицині, у промисловому виробництві для перебігу тих або інших процесів часто потрібно забезпечувати сталість значень рН, в ході ж реакцій йони Гідрогену можуть зв’язуватись або виділятись. Щоб процес відбувся за сталого значення рН, у розчин вводять так звані буферні розчини, які здатні зв’язувати йони Гідрогену або гідроксид-іони і підтримувати рН розчину практично незмінним.

Буферні розчини — це суміші розчину слабкої кислоти (або слабкої основи) та її солі, наприклад, суміш ацетатної кислоти і натрій ацетату СН₃СООН + + СН₃СООNa, суміш гідроксиду і хлориду амонію NH₄OH + NH₄Cl тощо.

У разі добавляння до буферних розчинів розчину сильної кислоти або сильної основи відбуваються такі реакції:

СН₃СОONа+ НСl = СН₃СООН+NaС1;

СH₃СOOH + NaOH = СН₃СOONа + H₂O;

NH₄ОН + НСl = NН₄Сl + Н₂O;

NH₄Cl + NaOH = NaCl + NH₃↑ + H₂O.

Отже, під дією на буферний розчин розчину сильної кислоти або сильної основи змінюється концентрація розчину слабкої кислоти або слабкої основи. Проте рН буферного розчину практично не змінюється. Це пояснюється тим, що слабка кислота або слабка основа взагалі мало дисоціює, а за наявності однойменних йонів її солі дисоціація відбувається ще меншою мірою. Тому рН буферного розчину під дією сильної основи або сильної кислоти практично залишається сталим.

Не змінюється рН буферного розчину й під час розбавляння, оскільки його рН залежить лише від співвідношення концентрації солі С_с та кислоти С_к і не залежить від ступеня розбавляння.

Буферні розчини часто використовують у хімічній промисловості в якісному та кількісному аналізах, коли потрібно провести реакцію за певного значення рН.

У хімічному аналізі використовують також і інші буферні розчини, такі як суміш боратної кислоти і натрій борату, гідроген- і дигідрогенфосфатів калію, тартратної кислоти та її солі, цитратної кислоти та її солі тощо.

Кожен буферний розчин має певну буферну ємність. Буферною ємністю називається здатність буферного розчину зберігати сталою величину рН у разі добавляння до нього розчинів кислот або лугів. Буферна ємність визначається кількістю еквівалентних мас кислоти (або лугу), яку слід добавити, щоб величина рН 1 л буферного розчину змінилась на одиницю.

4.2.4. Гідроліз солей

У водному розчині відбувається взаємодія молекул розчиненої речовини з молекулами води. У результаті молекули розчиненої речовини зазнають хімічних перетворень. Зі складних речовин такі перетворення є характерними для солей.

Взаємодія йонів солі, що утворюються в результаті електролітичної дисоціації з молекулами води, називається гідролізом солі.

Інтенсивність гідролізу залежить від величини поляризувальної дії йонів солі. Чим більше заряд і менше розмір йонів, тим більше їхня поляризувальна дія на молекули води. При сильній поляризувальній дії катіона М⁺ відбувається розпад мо лекули води на йони. Такий випадок гідролізу називається гідролізом за катіоном:

М⁺_(рз) + НОН_(рд) ↔ МОН_(рз) + Н⁺_(рз) (у дужках позначено: рз — розчин, рд — рідина).

При гідролізі за катіоном у розчині підвищується концентрація йонів Гідрогену, встановлюється кисле середовище (рН < 7). Якщо молекули води зазнають сильної поляризувальної дії аніона Аˉ, то відбувається гідроліз за аніоном:

Аˉ_(рз) + НОН_(рд) ↔ НА_(рз) + ОНˉ_(рз).

У розчині збільшується концентрація гідроксид-іонів (рН > 7), установлюється лужне середовище. При гідролізі завжди утворюються сполуки (йони або молекули), що мало дисоціюють.

Солі, утворені сильною основою і сильною кислотою, гідролізу не піддаються. Йони таких солей (NаСl, КNO₃, Nа₂SO₄ тощо) не можуть утворювати з водою слабких електролітів. У цьому випадку они солі в реакції не беруть участі і рівновага дисоціації води не порушується. Концентрація іонів Н+ і ОНˉ така, як у чистої води. Розчин матиме нейтральне середовище (рН = 7).

Гідроліз за катіоном є характерним для солей, утворених слабкою основою і сильною кислотою (NН₄С1, СuСl₂, Zn(NO₃)₂ тощо). Що слабкіше основа, то інтенсивніше відбувається процес гідролізу. Водні розчини солей, утворених слаб кою основою і сильною кислотою, мають кисле середовищі (рН < 7) внаслідок накопичення в розчині катіонів Гідрогену як продукту гідролізу.

П р и к л а д. Гідроліз амоній хлориду:

NН₄Сl + НОН ↔ NН₄ОН + НСl,

у повному йонно-молекулярному вигляді:

NН₄⁺ + Сlˉ + НОН ↔ NH₄ОН + Н⁺ + Сlˉ,

у скороченому йонно-молекулярному вигляді:

NH₄⁺ + НОН ↔ NН₄ОН + Н⁺.

Якщо катіон солі багатозарядний, гідроліз проходить ступінчасто. Однак другий і наступні можливі ступені гідролізу практично не виявляються (у силу електростатичних причин заряджених частинок, що послаблюють дисоціацію).

П р и к л а д. Гідроліз купрум хлориду:

СuСl₂ + НОН ↔ СuОНСl + НСl,

в йонному вигляді:

Сu²⁺ + 2Сlˉ + НОН ↔ СuОН⁺ + 2Сlˉ + Н⁺,

у скороченому йонно-молекулярному вигляді

Сu²⁺ + НОН ↔ СuОН⁺ + Н⁺.

Гідроліз за аніоном є характерним для солей, утворених сильною основою і слабкою кислотою (КСN, Nа₂СО₃, КСН₃СОО тощо). Що слабкіше кислота, то інтенсивніше відбувається процес гідролізу. Водні розчини солей, утворених сильною основою і слабкою кислотою, мають лужне середовище (рН > 7) унаслідок накопичення в розчині йонів ОНˉ.

П р и к л а д. Гідроліз калій ціаніду:

КСN + НОН ↔ КОН + НCN,

у повному йонно-молекулярному вигляді:

К⁺ + СNˉ + НОН ↔ К⁺ + ОНˉ + НСN,

у скороченому йонно-молекулярному вигляді:

СNˉ + НОН ↔ ОНˉ + НСN.

Якщо сіль утворена багатоосновною кислотою, гідроліз проходить ступінчасто. Однак другий і наступні можливі ступені гідролізу практично не виявляються (через електростатичний вплив заряджених частинок, що послаблюють дисоціацію).

П р и к л а д. Гідроліз натрій карбонату:

Nа₂СO₃ + НОН ↔ NаНСO₃ + NаОН,

у повному йонно-молекулярному вигляді:

2Na⁺ + СO₃²ˉ + НОН ↔ 2Na⁺ + НСO₃ˉ+ ОНˉ.

Гідроліз за катіоном й аніоном характерний для солей, утворених слабкою основою і слабкою кислотою. Йони таких со­лей одночасно зв’язують йони Н⁺ і ОНˉ, утворюючи слабкі електроліти кислоту і основу. Залежно від значень констант дисоціації кислоти і основи (сили кислоти і основи) середовище може бути нейтральним, слабкокислим або слабколужним.

П р и к л а д. Гідроліз амоній нітриту:

NH₄NO₂ + НОН ↔ NH₄ОН + НNO₂

у повному йонно-молекулярному вигляді:

NН₄⁺ + NO₃ˉ + НОН ↔ NН₄ОН + НNO₂.

Водний розчин NH₄NO₂ має слабкокисле середовище.

Запитання і завдання для контролю і самоконтролю знань

1. Дайте визначення кислот, основ і солей за теорією електролітичної дисоціації та за протонною теорією.

2. Що собою являє ступінь електролітичної дисоціації?

3. Яке значення буферних розчинів для хімічної промисловості та хімічного аналізу?

4. Які солі при гідролізі дають кисле середовище? Які лужне?

5. Які розчини утворюються внаслідок гідролізу бісмут(ІІІ) нітрату?

Лекція 4.3. ОКИСНО-ВІДНОВНІ ПРОЦЕСИ

План

4.3.1. Валентність

4.3.2. Ступінь окиснення

4.3.3. Теорія окисно-відновних реакцій

4.3.4. Найголовніші окисники і відновники

4.3.5. Класифікація окисно-відновних реакцій

4.3.6. Складання рівнянь окисно-відновних реакцій

Література

/1/ - Романова Н. В. Загальна та неорганічна хімія. – К.: Ірпінь, ВТФ

«Перун», 2002. – 480 с. (Розділ 10. § 10.1).

/2/ - Глинка Н. Л. Общая химия. – Л.: Химия, 1987. – 704 с.

(Глава ІХ. § 93-97).

4.3.1. Валентність

Для характеристики стану атома в хімічній формулі використовують поняття валентність атома і ступінь окиснення атома.

Валентність атома залежить від кількості зв’язків, які утворює даний атом у молекулі речовини.

Валентність — це властивість атома даного елемента приєднувати певну кількість атомів інших елементів.

Атом Гідрогену приєднує завжди один атом іншого елемента. Тому валентність атома Гідрогену прийняли за одиницю валентності. Якщо атом елемента приєднує один атом Гідрогену, то елемент є одновалентним. Якщо атом елемента приєднує два атоми Гідрогену, то елемент двовалентний і т.д. Валентність найчастіше позначають римською цифрою у формулі над атомом.

П р и к л а д. У сполуках: НСl — атом Хлору одновалентний, Н₂O — атом Оксигену двовалентний, NH₃ — атом Нітрогену тривалентний, СН₄ — атом Карбону чотиривалентний. У цих сполуках валентність елементів визначається за формулами їхніх водневих сполук. Це валентність за Гідрогеном.

Атом Оксигену має валентність два. Валентність атомів елементів за Оксигеном можна визначити з формул. У бінарних сполуках добуток валентності на кількість атомів одного еле­мента дорівнює добутку валентності на кількість атомів іншого елемента. У загальному вигляді для молекули, що має склад А_хВ_у, відповідно а ∙ х = b ∙ y, де А і В — хімічні знаки елементів; х і у — кількість атомів елементів; а — валентність атома А, b — валентність атома В.

П р и к л а д. У наступних сполуках валентність елементів розрахована з використанням розглянутого принципу, з урахуванням того, що атом Оксигену

двовалентний:

І II II II III II ІV ІІ V II VII II

Nа₂О, СаО, Аl₂О₃, СО₂, Р₂О₅, Мn₂О₇.

Хімічні елементи мають постійну або змінну валентність. Натрій, Калій, Кальцій, Алюміній виявляють постійну валентність. Але більше таких елементів, що виявляють змінну валентність.