37.Буферные растворы.Вычисление буферной ёмкости.

Буферные растворы (англ. buffer, от buff — смягчать удар) — растворы с определённой устойчивой концентрацией водородных ионов; смесь слабой кислоты и её соли (напр., СН3СООН и CH3COONa) или слабого основания и его соли (напр., NH3 и NH4CI). Величина рН буферного раствора мало изменяется при добавлении небольших количеств свободной сильной кислоты или щёлочи, при разбавлении или концентрировании. Буферные растворы широко используют в различных химических исследованиях.

Буферные растворы имеют большое значение для протекания процессов в живых организмах. Например, в крови постоянство водородного показателя рН поддерживается буферными смесями, состоящими из карбонатов и фосфатов. Известно большое число буферных растворов (ацетатно-аммиачный буферный раствор, фосфатный буферный раствор, боратный буферныйраствор, формиатный буферный раствор и др.).

Значение pH буферного раствора можно рассчитать по формуле: , где pK это показатель константы диссоциации кислоты HA.

Буферная ёмкость раствора (от англ. buffer — амортизатор, англ. buff — смягчать толчки) — определяет способность раствора сохранять постоянной концентрацию определённых ионов (обычно применяется к ионам H+) при условии, что в растворе протекают химические реакции, или при добавлении к раствору электролитов.

Для реакций, скорости которых пропорциональны концентрации соответствующих ионов, это означает поддержание постоянных условий проведения реакции. Емкость буферного раствора определяется количеством сильной кислоты или сильного основания, которое необходимо добавить к 1 л буферного раствора, чтобы изменить его значение рН на единицу.

38.Гетерогенное равновесие: осадок-насыщенный раствор малорастворимого соединения.

Гетерогенное равновесие: осадок – насыщенный раствор малорастворимого соединения. Гетерогенное равновесие между осадком малорастворимого соединения и его ионами в насыщенном водном растворе может быть представлено следующим уравнением:

KtmAnn↓ ↔ mKtn+ + nAnm-

[Ktn+] = m s; [Anm-] = n • s

Константа равновесия обратимой реакции осаждения-растворения называется произведением растворимости Ks

Массу малорастворимого вещества в любом объеме можно рассчитать по формуле:

m(KtmAnn) = s(KtmAnn) • M(KtmAnn) x Vр-ра

39.Условие образования и растворения осадка

Условие образования осадка: малорастворимый электролит выпадает в осадок, когда произведение концентрации ионов становится больше величины ПР электролита, то есть в случае PbI2, когда [Pb2+][I –]2 > ПР(РbI2). Это будет достигнуто путëм прибавления избытка электролита, содержащего ионы Pb2+ или I – -ионы. Растворение осадка будет происходить тогда, когда произведение концентрации ионов станет меньше величины ПР электролита, то есть в случае PbI2, когда [Pb2+][I–]2 < ПР(РbI2). Для хорошо растворимых электролитов значение произведения концентраций ионов в насыщенном растворе может сильно изменяться в присутствии других веществ. Это происходит вследствие изменения коэффициентов активности ионов. Поэтому расчëты, производимые по произведению растворимости без учëта коэффициентов активности, приводят в этих случаях к неверным результатам.

Условие образования и растворения осадка. Осадок не образуется или растворяется, если произведение концентраций ионов осадка в растворе меньше величины произведения растворимости.

[Ktn+]m[Anm-]n < Ks(KtmAnn)

Осадок образуется или выпадает, если произведение концентраций ионов осадка в растворе больше величины произведения растворимости.

[Ktn+]m[Anm-]n > Ks(KtmAnn).