41. Буферные растворы, их действие. Уравнение Хендерсона-Хассельбальха. Буферная емкость.

Буферные растворы, их действие:

Буферные растворы — растворы с определённой устойчивой концентрацией водородных ионов; смесь слабой кислоты и её соли (напр., СН₃СООН и CH₃COONa) или слабого основания и его соли (напр., NH₃ и NH₄CI). Величина рН буферного раствора мало изменяется при добавлении небольших количеств свободной сильной кислоты или щёлочи, при разбавлении или концентрировании. Буферные растворы широко используют в различных химических исследованиях.

Буферные растворы имеют большое значение для протекания процессов в живых организмах. Например, в крови постоянство водородного показателя рН поддерживается буферными смесями, состоящими из карбонатов и фосфатов. Известно большое число буферных растворов (ацетатно-аммиачный буферный раствор, фосфатный буферный раствор, боратный буферный раствор, формиатный буферный раствор и др.).

Уравнение Хендерсона-Хассельбальха:

     Уравнение Хендерсона-Хассельбаха - математическое (аналитическое) выражение, характеризующее возможности буферной системы. 

  Уравнение показывает, как зависит кислотно-основное равновесие буферного раствора от свойств компонентов кислотно-основной буферной системы и от количественного соотношения этих компонентов в растворе.       Показателем кислотно-основного равновесия в растворе является водородный показатель,  pH.  Свойство кислоты (её способность распадаться на ионы), как составляющей буферной системы, характеризуется значением константы равновесия, константы диссоциации кислоты,  K_а  (или в логарифмической форме  pK_а = – lgK,  в частности, если  K = 10^-11,  то   pK = 11). Количественная  структура (состав) буферной системы может быть оценена в виде отношения соль/кислота (эквиваленты, эквивалентная масса).       Учитывая сказанное, уравнение Хендерсона-Хассельбаха выглядит следующим образом:

 pH = pKa + lg (соль/кислота). 

С помощью этого уравнения можно оценить любую из его переменных, если известны две другие.

Буферная емкость:

Число эквивалентов (N) кислоты или основания, необходимое для смещения рН одного литра буферного раствора на 1 единицу называется буферной емкостью:

В =N/(pH₁ – pH₀), где

pH₁ - рН буферного раствора после добавления кислоты или основания; pH₀ – рН исходного раствора

Буферная емкость раствора тем больше, чем больше концентрация компонентов буфера (кислоты и её соли, основания и его соли).

42. Гетерогенные равновесия. Произведение растворимости и растворимость. Смещение равновесия осадок  насыщенный раствор.

Гетерогенные равновесия:

При соприкосновении твердого вещества с растворителем вещество начинает растворяться и, по установлении термодинамического равновесия, образуется насыщенный раствор. В случае малорастворимого электролита в водном растворе, насыщенном относительно малорастворимого электролита, устанавливается равновесие

Произведение растворимости и растворимость:

Произведение растворимости (ПР, K_sp) — произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная.

При постоянной температуре в насыщенных водных растворах малорастворимых электролитов устанавливается равновесие между твердым веществом и ионами, образующими это вещество.

Растворимость — способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы — растворы, в которых вещество находится в виде отдельных атомов, ионов, молекул или частиц. Растворимость выражается концентрацией растворённого вещества в его насыщенном растворе либо в процентах, либо в весовых или объёмных единицах, отнесённых к 100 г или 100 см³ (мл) растворителя (г/100 г или см³/100 см³). Растворимость газов в жидкости зависит от температуры и давления. Растворимость жидких и твёрдых веществ — практически только от температуры.

Смещение равновесия осадок  насыщенный раствор:

Равновесие нарушается в случае малорастворимого электролита: всякий раз, как только произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в растворе превысит величину произведения растворимости, i образуется осадок. Так, если к насыщенному раствору сульфата кальция добавить другой, хорошо растворимый электролит, содержащий общий с сульфатом кальция ион, например, сульфат калия, то вследствие увеличения концентрации ионов SO₄^2- равновесие сместится в сторону образования кристаллов CaS0₄; ионы Са²⁺ и SO₄^2- будут удаляться из раствора, образуя осадок. Процесс будет идти до тех пор, пока произведение концентраций этих ионов станет равно произведению растворимости CaS0₄. В итоге количество сульфата кальция в растворе уменьшится.

Таким образом, растворимость электролита уменьшается от введения в раствор одноименных ионов. Исключением являются те случаи, когда происходит связывание одного из находящихся в растворе ионов с вводимыми ионами в более сложные (комплексные) ионы.