Задачи для самостоятельного решения

1. Напишите уравнения протолитического равновесия и укажите сопряженные кислотно-основные пары в водных растворах:

а) азотистой кислоты К^о (HNO₂) = 5,110^-4 ;

б) аммиака К^o(NH₃H₂O)= 1,7610^-5 ;

в) угольной кислоты К^о (Н₂СО₃ )= 4,5 • 10^-7 К^о ( НСО₃^-) = 4,810^-11

От каких факторов зависит стандартная константа равновесия К^о ?

2.Вычислите концентрационную константу основности аммиака К^с(NH₃H₂O) и рK^c(NH₃H₂O)в 0,02 н растворе КС1 , если рК^о (NH₃H₂O)=4,75.

3. Напишите уравнения реакций автопротолиза воды и безводной уксусной кислоты.

4. Как связаны константы кислотности и основности сопряжен­ной пары

NH₄ ⁺ - NH₃ ? Приведите вывод формулы.

5. Степень диссоциации уксусной кислоты равна 1,32 • 10^-2,К^о= 1,75 • 10^-5 .

Определите концентрацию кислоты, концентра­цию ацетат-иона и рН раствора.

Коэффициенты активностей ионов принять равными 1.

6. В О ,1 М водном растворе аммиака рН=11,12. Вычислите сте­пень диссоциации,

константу основности и концентрацию ионов аммо­ния в данном растворе.

Коэффициенты активностей ионов принять равными 1.

7. К 50 мл 0,1 М раствора муравьиной кислоты (р=1,00 г/мл) добавили 50 мл

0,01 М раствора соляной кислоты (р=1,00 г/мл). Оп­ределите рН и степень диссоциации муравьиной кислоты в полученном растворе (р=1,00 г/мл),

если К ^о(НСООН)= 1,3710^-4? Коэффициенты активностей ионов считать равными 1.

8. Напишите уравнение протолитического равновесия в водном растворе нитрата аммония. Сколько граммов NH₄NO₃ содержится в 100 мл его водного раствора, если рН=5,12?

[К^о (NH₃H₂O) =1,76 •10^-5 ]. Коэф­фициенты активностей ионов принять равными 1.

9. Рассчитайте рН раствора, полученного при смешивании 10 мл 0,1 М HNO₂ и 20 мл 0,05 М КОН, если плотности растворов равны 1,00 г/мл [К ^о(HNO₂) .=5,110^-4]. Коэффициенты активностей ионов принять равными 1 .

Буферные растворы

Буферные растворы– сложные протолитические системы, способные сохранять примерное постоянство рН при добавлении в такую систему небольших количеств сильных кислот или щелочей. Буферные растворы широко распространены в химической и биохимической практике.

Все буферные системы содержат минимум два вещества, кроме воды. Эти вещества - сопряженная слабая кислота и соответствующее ей сопряженное основание - образуют в водном растворе протолитическую буферную систему.

Виды основных буферных водных растворов:

- слабая кислота и ее соль (СH₃COOH-CH₃COONa)

- слабое основание и его соль (NH₃ –NH₄Cl)

-средняя и кислая соль (Na₂CO₃–NaHCO₃)

- две кислых соли (NaH₂PO₄–Na₂HPO₄)

- аминокислотные и белковые системы (гемоглобин - оксигемоглобин)

Компоненты буферной системы, представляющие собой сопряженную кислотно-основную пару, реагируют с водой, создавая буферные равновесия. В общем виде, если НА – слабая кислота, а А^-- анион этой кислоты (т.е. анионное основание), то буферные равновесия запишутся в следующем виде:

НА +Н₂О ↔ А^-+ Н₃О⁺

А^-+ Н₂О ↔ НА + ОН^-.

Оба этих равновесия по принципу Ле Шателье сильно смещены влево, поэтому равновесные концентрации сопряженных кислоты и основания практически равны исходным концентрациям.

Так как буферная система образована одной и той же кислотно-основной парой, то из выражения для константы кислотности можно вывести уравнения для расчета рН в буферных растворах, которое называется уравнением Гендерсона-Хассельбальха:

a(А^-)

pH=pKa+lg-----------

а(НА),

где а – активности соответствующих компонентов буферной системы.