9.Кислотно-основные равновесия. Константы кислотности и основности. Расчет рН и рОн растворов кислот и оснований.

Растворы слабых кислот : , то

Растворы слабых оснований:

1) Сильной кислоты: pH = -lg[H⁺] = -lgС_н, где С_н или С_эк., С_N -нормальная концентрация кислоты.

2) сильного основания: рН = 14 + lg[OH^-] = 14 + lgС_o, где С_o или С_эк., С_N - нормальная концентрация основания.

3) слабой кислоты: . рН определяется диссоциацией слабой кислоты:

рН= 0,5 рК_к - 0,5 lgC_к = -lg  = 0,5 рК_к + 0,5 pC_k =  рК_к +  рС_к, где C_к - молярная концентрация слабой кислоты, pC_к = -lgC_к.

4) cлабого основания: рН = 14 – рОН = 14 – (-lg  ), так как рОН = -lg 

5) В растворе находится соль слабой кислоты и сильного основания. рН определяется гидролизом соли слабой кислоты: pH = 7 + 0,5 pK_к + 0,5 ^. lgC_соли 

6) Соли сильной кислоты и слабого основания: pH = 7 - 0,5 pK_осн. - 0,5 ^. lgC_соли

10.Протолитическая теория кислот и оснований. Другие теории кислот и оснований.

Согласно протолитической теории кислот и основаниий Бренстеда-Лоури кислота является донором протона, а основание − акцептором протона; кислоты и основания существуют как сопряженные пары; протон Н⁺ в водном растворе не существует, а образует ион Н₃О⁺. Т.о., кислота − это вещество, выделяющее при иони­зации протоны, а основание − вещество, присоединяющее протоны. В рамках этой теории кислотами и основаниями могут быть катионы, анио­ны или нейтральные молекулы. Вещества − переносчики протонов называют протолитами.

Рассмотрим, следуя протолитической теории Бренстеда-Лоури, процесс обратимого перехода одноосновной кислоты в однокислотное основание в растворе:

11.Протолитические равновесия в водных растворах солей Гидролиз солей – это взаимодействие ионов растворенной соли с молекулами воды ,в результате которого образуются малодиссоциированные соединения (слабые кислоты и слабые основания). Реакция гидролиза процесс обратимый и в растворе устанавливается химическое равновесие между продуктами реакции и исходным соединением, которое характеризуется соответствующей константой равновесия – константой гидролиза K_h.

 или 

12.Буферные системы и их свойства.

Буферные системы - это растворы, спо­собные сохранять приблизительно постоянное значение рН при добавле­нии к ним небольших количеств сильных кислот или сильных оснований.

Буферные растворы могут содержать либо одно индивидуальное ве­щество, либо смесь веществ. Примерами буферных систем из смеси веществ могут служить вод­ные растворы.

Наиболее широко используется два типа буферных систем: система, содер­жащая слабую кислоту и ее соль, и система, содержащая слабое осно­вание и его соль.

рН для буферной системы, содержащей слабую одноосновную кислоту НВ и ее соль KatB рассчитывается по формуле

рН = рК – lgc_к/c_c

В общем случае для буферной смеси, содержащей слабое однокислотное основание В и его соль BАn:

рН = 14 – рК + lgc_о/c_c

Буферная емкость определяется количеством сильной кислоты или сильного основания, которые при добавлении в буферную систему изме­няют на единицу значение рН одного литра буферного раствора.

В качественном и количественном анализе буферные системы ис­пользуют тогда, когда необходимо поддерживать постоянное значение рН среды.