Эта величина характеризует растворимость AgCl в 0,50 М водном растворе NH3.

В чистой воде растворимость AgCl составляет

х= (IIP(AgCl) ) l/2 = (1,8- 10_,о)1/2= 1,3-10' 5 А/.

Растворимость AgCl возросла более чем в 1000 раз.

Ответ: растворимость AgCl в присутствии NH3 возрастает за счет комплексообразования. Растворимость AgCl в 0,50 AfNH3 достигает 0,025 М.

Пример 4.10. Определим, произойдет ли образование осадка AgCl при добавлении 0,10 моль NaCl к 1,0 л раствора 0,01 М A gN 03 и 1,00 М Ш 3. ПР (AgCl) = 1,8-10"10.

Решение. Для образования осадка AgCl необходимо, чтобы в исходном растворе произведение концентраций ионов [Ag+] [C1"] могло быть не менее nP(AgCl). Поэтому вычислим значение

e= [Ag+][Cl-]

исравним его со значением nP(AgCl).

Если в растворе большой избыток NH3, то серебро практически полностью переходит в ионную форму Ag(NH3)2+. Рассмотрим реакцию диссоциации этого комплексного иона.

Составим выражение константы равновесия данной реакции и подставим в него равновесные концентрации веществ.

Учитывая низкое значение Кс, можно принять (1,00 + 2*) = 1,00 и (0,01 - * ) = 0,01. Тогда

— = 5 ,9 -10-8 и х = 5 ,9 1 0 '1оЛ/ или [Ag+l = 5,9-l<r10M

0,01

Вычислим величину Q (произведение концентраций ионов Ag+ и СГ в растворе).

Q = [Ag+][CI'] = 5,9-Ю' 10 • 0,10 = 5,9-КГ11.

2(AgCl) < IIP(AgCl).

Ответ: осадок AgCl в заданных условиях не образуется.

4.2. Буферные растворы

Буферные растворы отличаются способностью поддерживать pH на примерно постоянном уровне. В состав буферного раствора входят смесь слабой кислоты и ее соли или смесь слабого основания и его соли. Небольшие добавки кислоты или щелочи почти не изменяют pH буферных растворов, т.к. взаимодействуют с одним из компонентов буферной смеси.

Чистая вода не является буферным раствором. Если к 1 л Н20 добавить 10л*л 1 М НС1, то pH понижается с 7 до 2. Буферный раствор при такой же добавке кислоты изменит pH примерно на 0,1 единицы. Хорошим буферным раствором является кровь. pH крови человека поддерживается на уровне 7,35±0,08. В желудочном соке pH со­ храняется в интервале от 1,6 до 1,8, отклонение от него вызывает заболевания.

Природу буферного раствора рассмотрим более подробно на примере смеси ук­ сусной кислоты и ее соли. В водном растворе СН3СООН устанавливается равновесие:

Буферный раствор представляет собой смесь слабой кислоты СН3СООН и со­ пряженного основания СН3СОСГ Можно приготовить его, смешав растворы СН3СООН и NaCH3COO. Соль диссоциирует с образованием ионов Na+ и СН3СОСГ Ионы Na+ не играют роли в установлении равновесия. Имеет значение только соот­ ношение концентраций СН3СОСГ и СН3СООН.

Если к буферному раствору указанного состава добавить кислоту, например НС1, то концентрация ионов Н30 + вначале повысится. Но согласно принципу Ле Шателье равновесие реакции сдвинется влево, и концентрация Н30 + понизится почти до того уровня, который был в исходном буферном растворе.

Другой вариант: добавим к раствору щелочь, например NaOH. Произойдет взаи­ модействие: Н30 +(р) + ОН"(р) -> 2Н20(Ж). Концентрация ионов Н30 + в растворе должна бы снизиться, но она восстанавливается за счет смещения равновесия реакции вправо. Таким путем буферный раствор компенсирует отклонение концентрации ионов Н30 + в растворе от заданного уровня.

Равновесие в буферном растворе можно описать количественно следующим образом:

НА(Р) + Н20 (Ж) «« -■■■* Н30 +(Р) + А"(Р),

Полученная зависимость называется уравнением Гендерсона-Хассельбаха.

При приготовлении буферного раствора отношение [А-] / [НА] можно задавать готовыми реагентами, например путем дозировки в раствор СН3СООН и NaCH3COO. Но можно использовать и другой путь - ввести в раствор определенное количество СН3СООН и затем частично нейтрализовать кислоту раствором NaOH, создавая необ­ ходимое отношение [СН3СОСГ] / [СН3СООН]. В последнем случае при выполнении расчетов учитывают изменение в ходе реакции нейтрализации содержания в растворе как СН3СООН, так и СН3СОО":

Исн3а х г “ ^N a O H “ c NaOH* ^NaOH* 1 0 3,

«СН3СООН = (^СН3СООН*РсН3СООН “ ^NaOH*РыаОн)*Ю~3,

где п - число молей; с - концентрация, M ;V - объем, мл; 10"3 л/мл - фактор пересчета; соответствующие вещества указаны подстрочными индексами.

Рассмотрим буферные растворы, включающие в свой состав слабые основания и сопряженные с ними кислоты. В соответствии с уравнением реакции

которая является еще одним вариантом уравнения Гендерсона - Хассельбаха.

Таким образом, отношение [А"] / [НА] или [НВ*] / [В] задает величину pH буфер­ ного раствора. Если изменять концентрации указанных веществ, но оставлять без изменения их молярное отношение, то величина pH сохраняется. Однако концен­ трации [А"] и [НА] или [НВ*] и [В] определяют емкость буферного раствора. Чем вы­ ше концентрации компонентов, образующих буферный раствор, тем большее количе­ ство ионов Н* или ОН" он может принять без существенного изменения величины pH.

Применим полученные уравнения для решения некоторых задач.

Пример 4.11. Вычислим pH буферного раствора, содержащего 0,70 М СН3СООН и 0,60 М NaCH3COO. Определим, как изменится pH буферного раствора при добавлении к 1,000 л такого рас­

твора 10 мл 1,00 М НС1. Кк(СНзСООН) = 1,8-10"5.

Решение. Для решения задачи применим уравнение Гендерсона - Хассельбаха (4.5).

Оценим результат добавки НС1 к буферному раствору, руководствуясь уравнением реакции

Следовательно, концентрации СН3СООН и СН3СОО" изменятся следующим образом:

[СНзСООН] = 0,70 М + 0,01 М = 0,71 М, [СН3СОО“] = 0,60 М - 0,01 М = 0,59 М

Подставим полученные значения концентраций в уравнение Гендерсона - Хассельбаха и вы­ числим pH буферного раствора после добавки к нему НС1.

Ответ: несмотря на добавку к буферному раствору достаточно концентрированной 1М НС1, его водородный показатель pH остался почти без изменения: величина pH понизилась с 4,67 до 4,66.

Пример 4.12. Приготовим буферный раствор с pH = 9,20 в количестве 1 л, используя рас­ творы 0,500 М NH3 и 0,500 М NH4C1. Определим необходимые для приготовления объемы рас­ творов NH3 и NH4CI.

Решение. Равновесие в заданном буферном растворе устанавливается в соответствии с уравне­ нием реакции

Для расчета применяем уравнение Гендерсона - Хассельбаха (4.5):

pOH = p£ 0 + log [ N H 4 \

[N H 3]

Отсюда

рОН = 14,00 - 9,20 — log (1,8- 1<Г5) + log

[NH3]

И Л И

log tNH 4 1= 4,80 - 4,74 = 0,06.

[NH,]

Следовательно, отношение концентраций в буферном растворе

[ N ^ 4 ] _ QJ0,06 = J J 5

[NH3]

Поскольку концентрации [NH4+] и [NH3] в исходных растворах равны, то справедливо следую­ щее отношение объемов этих растворов, необходимых для смешения:

r(NH4+) : F(NH3)= 1,15.