Аналитическая химия
Методическое пособие - Химия
Другие методички по предмету Химия
е только до тех пор, пока концентрация прибавленной кислоты или щелочи не превысит приблизительно 0,08 моль/л. Количество молей сильной кислоты или сильного основания, прибавление которого к 1 л буферного раствора изменяет его рН на единицу, характеризует буферную емкость раствора.
Следовательно, буферная емкость измеряется количеством г-экв или моль/л сильной кислоты или сильного основания, которое необходимо добавить к 1 л буферной системы, чтобы изменить его значение рН на единицу. Буферным действием обладают также смеси кислых солей с различной замещенностью водорода металлом. Например, в буферной смеси дигидрофосфата и гидрофосфата натрия первая соль играет роль слабой кислота, а вторая - роль её соли. Фосфатный буферный раствор (NаН2РО4 + NаНРО4) поддерживает рН 6,8. Т. о. варьируя концентрации слабой кислоты и её соли, можно получить буферные растворы с разными значениями рН. Примерами буферных действий в природе является кровь, лимфа, почва. Для вычисления рН в буферных смесях применяют уравнение рН = рКк - lg(ск/сс), где рК является силовым показателем кислоты или это логарифм константы диссоциации кислоты; ск - концентрация кислоты, а сс - концентрация соли. Указанное уравнение получено после логарифмирования уравнения константы диссоциации слабой кислоты, входящей в буферную смесь.
Для смесей слабых оснований и их солей рОН = рКо - lg(со/сс). Учитывая, что рН = рОН = 14, можно написать рН = 14 - рОН = 14 - рКо + lg(со/сс). Т.о. 1. мах буферная емкость набл-ся у смесей содержащих равные концентрации компонентов; 2. По мере добавления к буферному раствору кислоты или щелочи устойчивость его к изменению рН постепенно уменьшается. 3. Буферная емкость раствора тем больше, чем выше концентрация компонентов буферной смеси. При проведении анализов при постоянном рН следует учитывать буферную емкость используемой смеси.
Лекция Сущность гидролиза и типы гидролиза солей. Как известно, растворы средних солей имеют различную реакцию среды: кислую, щелочную, нейтральную, хотя в их состав не входят ни гидроксильные, ни водородные ионы. Отчего это происходит? Объяснение этого явления следует искать в процессе взаимодействия солей с водой. Гидролиз - это разложение вещества водой или гидролизом соли наз-ся взаимодействие ионов соли с ионами воды, которое приводит к образованию слабых электролитов. Гидролиз соли - это реакция, обратная реакции нейтрализации. Поэтому каждую соль можно представить себе как соединение, образованное основанием и кислотой, которые бывают сильными и слабыми электролитами.
При этом различают 4-е типа солей. Соли, образованные слабой к-ой и слабым основанием при гидролизе сообщают раствору реакцию среды, зависящую от степени диссоциации продуктов гидролиза - кислоты и основания; если преобладают ОН- ионы, реакция среды щелочная, если ионы Н+ - кислая, если же их число одинаково, то среда нейтральная. Например: соль CH3COONH4. Ионы этой соли одновременно связывают ионы Н+ и ОН-, смещая равновесие диссоциации воды: CH3COO-+ NH4+ +H2O> Для большинства солей гидролиз процесс обратимый. Когда продукты гидролиза уходят из сферы реакции, гидролиз протекает необратимо, например: Al2 S3 + 6H2O=2Al(OH)3v + 3H2S (в уравнения необратимого гидролиза ставится знак равенства). Гидролиз, в р-те которого образ-ся малорастворимые или газообразные продукты, удаляющиеся из сферы реакции, являются необратимыми. Степень гидролиза, смещение равновесия гидролиза. Влияние различных факторов на смещение равновесия гидролиза используется в аналитической химии для обнаружения отдельных ионов, регулирования кислотности и щелочности анализируемых р-ов, разделения ионов при систематическом качественном анализе. Гидролиз солей происходит тогда, когда их ионы, образующиеся в процессе электролитической диссоциации, способны образовывать с водой слабые (малодиссоцированные) электролиты. Гидролизом называется реакция обменного разложения между водой и соответствующим соединением. Механизм гидролиза солей, распадающихся в воде на ионы, определяется взаимодействием ионов с их гидратной оболочкой. Характер и степень распада гидратной оболочки зависят от поляризующего действия ионов: чем сильнее это действие, тем интенсивнее протекает гидролиз. Катионы связаны с молекулами воды донорно-акцепторной связью. Акцепторная способность катионов возрастает с увеличением их заряда и уменьшением размеров. Слабые акцепторы (катионы щелочных и щелочноземельных металлов) практически не поляризуют связь О - Н координированной молекулы воды. Разложение воды в этом случае не происходит: Na+ + HOH - реакция не идет. 2-х и 3-х зарядные катионы (Cu2+, Fe2+, Fe3+, Al3+ и др.) разлагают молекулы воды с образованием гидроксо-аквакомплексов. Образуется избыток ионов гидроксония (Н3О), т.е среда становиться кислой. Гидратация анионов осуществляется за счет водородной связи. Чем больше отрицательный заряд и меньше размер аниона, тем легче протон отрывается от молекулы воды. Оторвавшийся протон присоединяется к аниону. Слабые доноры электронных пар - однозарядные ионы (Cl-, Br-, I-, NO3- и др.), а также ионы SO42-, SiF62- не вызывают заметного разложения воды. Cl- +HOH - реакция не идет. Доно