Наиболее распространённые кислотно-основные индикаторы

Индикатор	Окраска/кислая форма	Окраска/щелочная форма	Интервалы pH
Фенолфталеин	бесцветный	красный	8,2—10,0
Лакмус	красный	синий	5,0—8,0
Метиловый оранжевый	розовый, жёлтый	жёлтый	3,0—4,4

Равновесия в смесях сильных и слабых электролитов - влияние одноименных ионов на диссоциацию слабых электролитов. Вычисление равновесных концентраций ионов в водных растворах, содержащих смеси сильных и слабых электролитов ..

Смесь сильной и слабой кислоты

В системе [Cl^-] = C_HCl, a pавновесие смещено в сторону недиссоциированной НА формы поэтому  [HA] ≈ C_HA

НСl → H⁺  + Cl^-

HA   H⁺  + A^- K_a = ; [A^-] =

 [H⁺] = [Cl^-] + [A^-] = C_HCl + ;             

[H⁺]² - [H⁺] C_HCl  - K_a∙ C_HA = 0

[H⁺] =

Смесь слабых кислот

HA  H⁺  + A^- K_HA = ; [A^-] =

Н Ac  H⁺  + Ac^- K_HAc = ; [Ac^-] =

Оба равновесия из-за взаимного влияния протонов сдвинуты влево. Поэтому [HA] ≈ C_HA, [HAс] ≈ C_HAс

[H⁺] = [A^-] + [Ac^-] =  +

 [H⁺]² = K_a∙ [HA] + K_a∙ [HAc] = K_a∙ C_HA + K_a∙ C_HAс

[H⁺] =

Смесь слабой кислоты и ее соли

НAc  H⁺  + Ac^-    

NaAc → Na⁺  + Ac^-    

В системе равновесие смещено влево, поэтому [HAс] ≈ C_HAс, а [Ac^-] ≈ C_NaAс

K_HAc = ;  [H⁺] = K_HAc∙ ;   [H⁺] ≈  K_HAc∙

Буферные растворы.

Буферные растворы (англ. buffer, от buff — смягчать удар) — растворы с определённой устойчивой концентрацией водородных ионов; смесь слабой кислоты  и ее соли (СН₃СООН и CH₃COONa — ацетатный буфер) или слабого основания и его соли (NH₃ и NH₄CI — аммиачный буфер). 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 и биохимических процессах.

Ацетатный буфер

СН₃СООН  H⁺ + СН₃СОО^-    

CH₃COONa → Na⁺  + СН₃СОО^-

Аммиачный буфер

NH₃ ∙ Н₂О  NH₄⁺ + ОН^-

NH₄CI → NH₄⁺ + CI^-

Значение pH буферного раствора можно рассчитать по формуле, полученной в предыдущей задаче при рассмотрении смеси слабой кислоты и ее соли

[ H ⁺ ] ≈ K_HAc ∙ = K_HAc ∙

или pH = pK + lg

Для смеси слабго основания ( NH₃∙ OH) и его соли можно получить аналогичные соотношения:

[ OH ^- ] ≈ K_b ∙  = K_b ∙

или p О H = pK + lg

Механизм буферного действия

1. Разбавление или упаривание буферного раствора не влияет на величину рН, поскольку в формуле для ее расчета концентрация составляющих одного раствора содержится и в числители, и в знаменателе: [ H ⁺ ] ≈ K_a ∙

2. Прибавление ограниченного количества кислоты или щелочи мало влияет на величину рН, поскольку в кислотных буферных системах это количество кислоты будет связываться с анионами соли с образованием прочной формы малодиссоциированной кислоты, а при добавлении щелочи роль буфера выполнит сама слабая кислота, связывая OH^- в малодисоциируемую воду. В щелочных буферных системах эффекты аналогичны, только кислоту будут связывать молекулы слабого основания, а щелочь – катионы аммония.

Буферная емкость определяется количеством кислоты (или щелочи), которое можно прибавить к 1л буферного раствора, чтобы рН изменился на 1.

Рассмотрим ацетатный буферный раствор.

СН₃СООН  H⁺  + СН₃СОО^-    

CH₃COONa → Na⁺  + СН₃СОО^-

Для него [H⁺] ≈ K_HAc ∙     (a)

Рассчитаем буферную емкость по кислоте без учета разбавления растворов.

Добавление сильной кислоты вызовет связывание анионов СН₃СОО^- и увеличение количества слабой кислоты ровно на такое количество одноосновной сильной кислоты, которое мы добавляем в раствор.

Пусть количеством кислоты, которое можно прибавить к 1л буферного раствора, чтобы рН изменился на 1, равно х (моль/л). При этом [H⁺]  возрастет в 10 раз.

10 [H⁺] ≈ K_a∙       (b)

Разделив уравнение (b) на уравнение (a), получим: 10 =   :

 В простейшем случае C_HAс = C_NaAс^.  = 1 моль/л получаем значение х=0.82 моль/л.

Прибавление такого количество кислоты изменит рН на 1.

При расчете буферной емкости по щелочи следует иметь в виду, что [H⁺] уменьшится в 10 раз и добавление сильной щелочи вызовет связывание уксусной кислоты и увеличение количества СН₃СОО^-:

1/10 =   : . В данном простейшем случае C_HAс = C_NaAс^.  = 1 моль/л значениие буферной емкости  по щелочи будес совпадать с ее значением по кислоте - 0.82 моль/л.

Для аммиачного буферного раствора рассуждения аналогичны.

Для подбора буферных растворов с определенным значением рН можно использовать формулу

pH = pK + lg

При C_соли = C_{кислоты}  значения pH = pK. Для получения более точное значения рН следует варьировать соотношение C_соли /C_{кислоты} и учитывать разбавление растворов.

Буферные растворы имеют большое значение для протекания реакций в живых организмах. Например, в крови постоянство водородного показателя рН в пределах 7,37-7,44 поддерживается тремя независимыми буферными системами: бикарбонатной, фосфатной и белковой.

Бикарбонатная буферная система - мощнейшая и, вместе с тем, самая управляемая система внеклеточной жидкости и крови, на долю которой приходится около 10 % всей буферной ёмкости крови. Представляет собой сопряжённую кислотно-основную пару, состоящую из молекулы угольной кислоты H₂CO₃, являющуюся источником протона и гирокарбонат-аниона HCO₃⁻. Вне организма реализуется буфер с рН ≈ 6.35.

В крови емкость фосфатной буферной системы невелика (составляет не более 1% общей буферной емкости), в связи с низким содержанием фосфатов в крови. Фосфатный буфер выполняет значительную роль в поддержании физиологических зна­чений рН во внутриклеточных жидкостях и моче. Буфер образован неорганическими фосфатами. Кислотно-основная пара - дигидрофосфат (NaH2PО4) и гидрофосфат (Na2HPО4). Вне организма может давать буфер с рН ≈ 7.21.

Белковая буферная система - самая мощная буферная система крови (в 9 раз мощнее бикарбонатной). На ее долю приходится 75 % всей буферной ёмкости крови. Белки́ плазмы крови, благодаря наличию кислотно-основных групп в молекулах белков образуют буферную систему, наиболее эффективную в диапазоне pH 7,2—7,4

Лекция 18.

Теория Аррениуса не учитывала очень многих аспектов взаимодействий в растворах электролитов, например, не могла объяснить нейтрализацию кислоты солью слабого основания, не учитывала взаимодействия с растворителем, ограничивалась только водными растворами и не позволяла объяснить наличие основных свойств аммиака, фосфина и других соединений, не содержащих гидроксогрупп.