7. Типи протолітичних реакцій. Реакції нейтралізації, гідролізу та іонізації.

Протолітичні реакції зв'язані зі зміною концентрації протонів у розчинах. Цей тип реакцій відіграє велику роль у створенні умов проведення аналітичних реакцій, поділу йонів. Аналітику необхідно вміти не тільки розраховувати концентрацію йонів водню, але і вміти контролювати її. З іншого боку, протолітичні реакції самі є аналітичними і широко використовуються в хімічному аналізі.

протолітична теорія уніфікувала три типи взаємодій – реакції йонізації, нейтралізації й гідролізу, спростивши математичний апарат.

Реакції йонізації поширюються на молекулярні кислоти і основи:

, (1.7)

. (1.8)

Реакції гідролізу відрізняються від реакцій йонізації кислот і основ лише тим, що в них беруть участь йонні кислоти і основи:

, (1.9)

, (1.10)

Реакція нейтралізації по Бренстеду і Лоурі – це перенос протона від до (сильна кислота, сильна основа), чи від до молекулярної основи:

(1.11)

Загальне в цих трьох типах реакцій – це перенос протона, надалі ми їх будемо називати протолітичними реакціями, їхні компоненти – протолітами.

Таким чином, протолітичні реакції протікають між двома протолітами – кислотою і основою.

Загальне правило, що характеризує протолітичну реакцію: кислоти реагують, у першу чергу, з більш сильними в даних умовах основами, а основи – з найбільш сильною кислотою. Чим сильніші донорні властивості кислоти, тим більше слабким є сполучена з нею основа.

8) Гідроліз солей. Ступінь гідролізу, залежність його від концентрації та температури. Константа гідролізу.

Гідроліз- обмін реакцій іонів солі з водою, що призводить до утворення слабких електролітів.

1) Сильна основа і сильна кислота – не гідролізують – нейтральна реакція рН=7

2) Слабка кислота і сильна основа – гідролізують за аніоном – лужна реакція рН>7

СН3СОО- + НОН= СН3СООН + ОН-

3) Сильна кислота і слабка основа – кисла реакція рН<7

NH4+ + HOH= NH4OH + H+

4) Слабка кислота і слабка основа – гідролізують повністю з утворенням двох малорозчинних речовин

NH4+ +CH3COO- + H2O= NH4OH + CH3COOH

Ступінь гідролізу – це відношення числа гідролізованих молекул до її залежної кількості в розчині; відношення гідролізованої солі до її загальної концентрації.

9. Основи титриметричного аналізу. Методи кислотно-основного титрування.Кислотно-основні індикатори та принципи їх підбору.

Титриметричним називають метод аналізу, в якому кількісний вміст речовини визначають за об’ємом реактиву точної концентрації, який витрачений для реакції з певним об’ємом розчину досліджуваної речовини.Розчин реактиву точної і відомої концентрації називають робочим(титрованим або стандартним) розчином. Цей метод можливий лише за наявності індикатора – речовини, яка дає змогу встановити момент закінчення реакції між речовинами.

Кислотно-основне титрування(метод нейтралізації)-це титрування, в основі якого лежить реакція нейтралізації.Цей метод використовують для кількісного визначення кислот, лугів, а також солей, розчини яких внаслідок гідролізу мають кислу або лужну реакцію.

Ацидиметрія – це метод кислотно-основного титрування, метою якого є кількісне визначення лугів і солей, розчини яких мають лужне середовище (pH>7),титрованими є розчини сильних кислот( HCI, H2SO4) .

Алкаліметрія – це метод кислотно-основного титрування, який служить для кількісного визначення кислот і солей, розчини яких мають кисле середовище(рН<7), титрованими є розчини лугів (КОН, NaOH).

Індикатори – це органічні барвники складної будови із слабкими кислотними або основними властивостями, які змінюють своє забарвлення залежно від рН середовища. Вони бувають одноколірними(фенолфталеїн) та двоколірними(метиловий оранжевий, метиловий червоний). Кожен індикатор характеризується певним інтервалом переходу або зоною переходу – проміжком рН, у межах якого змінюється його забарвлення.

Для правильного вибору індикатора, тобто для узгодження його показника титрування з точкою еквівалентності, треба знати зміну рН розчину в процесі титрування , що графічно виражають кривою титрування. При побудові титрування на осі ординат відкладають значення рН розчину(0-14) , на осі абсцис - об’єм доданого титрованого розчину в см3 або ступінь нейтралізації розчину у відсотках.

10) Буферні системи – це розчини, які здатні зберігати постійну концентрацію йонів Гідрогену, тобто значення pH середовища при добавлянні до них невеликих кількостей кислоти чи лугу або при розбавлянні їх.

Основні типи буферних систем:

1) Буферна система, що містить слабку кислоту + сіль цієї кислоти утворену сильною основою.

Ацетатна буферна система:

CH₃COOH + CH₃COONa

оцтова натрій

кислота ацетат

Гідроген карбонатна буферна система:

H₂CO₃ + NaHCO₃

Карбонатна натрій гідроген

кислота карбонат

2) Буферна система, що містить слабку основу + сіль цієї основи, утворену сильною кислотою.

Амонійна буферна система:

NH₄OH + NH₄Cl

Амоній амоній

гідроксид хлорид

3) Буферна система, що містить солі багато основних кислот

Фосфатна буферна система:

NaH₂PO₄ + Na₂HPO₄

натрій натрій

дигідроген фосфат гідроген фосфат

pH буферних розчинів (рівняння Гендерсона-Гассельбаха)

Для кислотного буферного розчину

pK_a – відємний десятковий логарифм константи дисоціації кислоти

або або

Для основного типу буферного розчину:

pK_b – відємний десятковий логарифм константи дисоціації слабкої основи

Враховуючи, що рН=14 – рОН рівняння Гендерсона-Гассельбаха для основного буферного розчину

Розведення і додавання кислоти чи лугу не впливає на значення рН буферного розчину.