5 . Буферные растворы. Расчет рН буферных растворов.
Буферные растворы (буферные смеси) – растворы слабой кислоты (основания) и сопряженного с ней основания (кислоты). Они обладают свойством сохранять постоянную концентрацию ионов Н+ при добавлении небольших количеств сильной кислоты или сильного основания, а также при разбавлении водой.
Расчет рН буферных растворов:
1) Сильные к-ты и основания – р-ры диссоциируют практически полностью, поэтому конц-я ионов водорода и конц-я гидроксильных ионов для разбавленных р-ров всегда равна их аналитической конц-ии.
Например: c(HCl) = 0,1 моль/л; pH = ?
Решение: c(H+) = c(HCl) = 0,1 моль/л; .
Например: c(NaOH) = 0,25 моль/л; pH = ?
Решение:
;
.
2) Слабые к-ты и основания – мало распадаются на составляющие их ионы. Степень их диссоциации определяется константой диссоциации.
Например:
⇆
+
;
.
,
поэтому
⇒
.
Прологарифмируем:
;
;
.
Аналогично для
слабого основания выводится
:
;
;
6. Понятие гидролиза. Расчёт рН гидролизующихся солей.
Гидролиз — это процесс взаимодействия сложного химического вещества с водой, итогом которого становится разложение молекул этого вещества. Соль сильной кислоты и сильного основания гидролизу не подвергается, рН = 7
Соль слабой кислоты и сильного основания, рН > 7
Пример: ацетат натрия CH3COONa (см.ниже)
Соль сильной кислоты и слабого основания, рН < 7
Пример: хлорид алюминия AlCl3 (см. ниже)
Соль слабой кислоты и слабого основания – рН зависит от соотношения констант диссоциации кислоты и соли. Иногда происходит необратимый гидролиз.
Расчёт рН гидролизующихся солей (?):
рН в растворе гидролизующейся соли определяется природой слабого электролита. При гидролизе соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, гидролизуется анион слабой кислоты. В растворе появляются ионы ОН, поэтому среда щелочная, рН > 7.
,
(2.17)
Если соль, образована слабым основанием и сильной кислотой, то гидролизуется катион слабого основания:
,
(2.18)
в растворе появляются ионы Н+, поэтому среда кислая, рН < 7.
Гидролиз является обратимым процессом и имеет ступенчатый характер. Термодинамической характеристикой гидролиза является его константа равновесия – константа гидролиза.
Константу гидролиза проще всего вычислить через значение константы диссоциации слабого электролита по уравнению:
,
(2.19)
Первой константе гидролиза соответствует последняя константа диссоциации, последней константе гидролиза – первая константа диссоциации, в чем нетрудно убедиться, сравнивая состав (по кислотным остаткам) реакций диссоциации и гидролиза для фосфорной кислоты:
Обычно константа гидролиза по второй ступени во много раз меньше, чем по первой. По третьей ступени константа диссоциации еще во столько же раз ниже. Поэтому при расчетах рН обычно учитывают только первую ступень гидролиза, пренебрегая последующими его ступенями. Ионная сила раствора гидролизующейся соли в этом случае может быть вычислена без учета реакции гидролиза по концентрации соли.
В случае гидролиза по аниону (2.17) константа равновесия запишется следующим образом:
(2.24)
где
– произведение коэффициентов активности.
Концентрация ионов
вычисляется по уравнению:
, (2.25)
где Сi – моляльная концентрация гидролизующегося иона.
При гидролизе по катиону (2.18) константа равновесия запишется следующим образом:
(2.26)
где
– произведение коэффициентов активности.
Концентрация катионов водорода вычисляется по уравнению:
. (2.27)