3. Электролитическая диссоциация воды, рН раствора. Расчет рН растворов сильных и слабых электролитов..

Вода – слабый электролит, который диссоциирует по уравнению:

Константа диссоциации воды при 25⁰С составляет:

Так как константа диссоциации воды очень мала, можно считать концентрацию воды постоянной величиной:

Тогда:

K[H₂O] =[H⁺] [OH^-] = 55,61,810^-16 = 10^-14

K_w= [H⁺] [OH^-] = 10^-14

Величина K_w называется ионным произведением воды.

Ионное произведение воды характеризует равновесие между ионами водорода и гидроксид-ионами в водных растворах и является постоянной при данной температуре величиной.

Кислотность или основность водного раствора может быть выражена концентрацией ионов водорода или гидроксид-ионов. Чаще всего для этой цели используют величину рН, которая связана с концентрацией ионов водорода следующим соотношением:

pH = - lg[H⁺]

В нейтральной среде:

[H⁺] = [OH^-] = моль/л

pH = 7

В кислой среде:

[H⁺] > [OH^-] pH < 7

В щелочной среде:

[H⁺] <[OH^-] pH > 7

Расчет рН растворов сильных и слабых электролитов.

Пример 1. Рассчитать рН 0,01М раствора соляной кислоты.

Для разбавленных растворов сильных электролитов принимаем =1, =1 и а=с. Тогда:

[H⁺] = C_HCl = 0,01 моль/л

рН = - lg 0,01 = 2.

Пример 2. Рассчитать рН 0,01М раствора гидроксида аммония.

(К_в=1,810^-5).

Гидроксид аммония диссоциирует по уравнению:

Согласно уравнению диссоциации:

[NH₄⁺]=[OH^-]

Так как К_в очень мала, то можно считать, что равновесная концентрация молекул, не распавшихся на ионы, равна исходной концентрации гидроксида аммония. Тогда:

[OH^-] = =

Используя ионное произведение воды, вычисляем концентрацию ионов водорода и рН раствора:

=

pH = - lg [H⁺] = -lg 2,410^-11= 10,6

4. Буферные растворы. Буферные системы живых организмов.

Буферными называют растворы, рН которых изменяется лишь незначительно при добавлении небольших количеств кислоты или щелочи, а также при разбавлении.

С точки зрения протонной теории кислот и оснований буферные системы должны содержать сопряженные кислотно-основные пары:

НА = Н⁺ + А^-

кислота сопряженное

основание

В + Н⁺ = ВН⁺

основание сопряженная

кислота

Типы буферных систем.

1. Раствор слабой кислоты и ее соли, например:

• ацетатный буфер (СН₃СОО^-/СН₃СООН);

• гидрокарбонатный буфер (НСО₃^-/Н₂СО₃).

2. Раствор кислой и средней соли или двух кислых солей, например:

• карбонатный буфер (СО₃^2-/НСО₃^-);

• фосфатный буфер (НРО₄^2-/Н₂РО₄^-).

3. Раствор слабого основания и его соли, например:

• аммиачный буфер (NH₃/NH₄⁺).

4. Растворы амфолитов: аминокислот или белков.

Расчет рН буферных растворов.

Рассчитаем рН буферного раствора, содержащего в 1 л 0,1 моль уксусной кислоты и 0,1 моль ацетата натрия.

Концентрацию ионов водорода вычисляем, исходя из константы диссоциации уксусной кислоты :

В присутствии ацетата натрия равновесие диссоциации уксусной кислоты сдвинуто влево, поэтому можно считать, что

Тогда

рН = 4,76

В общем случае, для буферного раствора, образованного смешением слабой кислоты и ее соли:

где pK_a= - lg K_a.

Рассчитаем рН буферного раствора, содержащего в 1 л 0,01 моль гидроксида аммония и 0,1 моль хлорида аммония.

Концентрацию гидроксид-ионов рассчитаем, исходя из константы диссоциации гидроксида аммония:

В присутствии хлорида аммония равновесие диссоциации гидроксида аммония смещено влево, поэтому можно считать, что

Тогда

Исходя из ионного произведения воды, рассчитаем [H⁺] и рН раствора:

моль/л.

В общем случае, для буферных растворов, образованных смешением слабого основания и его соли:

где pK_b = - lg K_b, а 14 = - lg K_w