Опыт № 1. Приготовление буферных растворов

Приготовьте по 4 мл буферных растворов:

ацетатного:                                        

(2 млраствора СН₃СООН  с концентрацией С(СН₃СООН)=0.1 моль/л + 2 мл раствора CH₃COONa  с концентрацией С(CH₃COONa)=0.1 моль/л)

аммонийного:                                                     

(2 мл 0.1 моль/л раствора NH₄OH + 2 мл 0.1 моль/л раствора NH₄Cl).

Определите экспериментально рН обеих буферных смесей и сравните с расчетными значениями.

Опыт № 2.  Буферное действие

В две пробирки налить по 1 мл ацетатного и аммиачного буферов порознь. В первый буфер внести 1 каплю 0.05 моль/л  соляной кислоты, во вторую - 1 каплю 0.05 моль/л раствора гидроксида натрия. Растворы перемешать стеклянной палочкой.

1. Определите рН каждого раствора экспериментально.

2. Изменился ли рН растворов?

3. Объясните механизм буферного действия.

Опыт № 3.  Влияние разбавления на рН буферного раствора

Поместите в пробирку 5 капель приготовленного ацетатного буфера и разбавьте его в 25 раз (добавьте 6 мл воды). Затем разбавьте смесь еще в 10 раз.

1. Определите экспериментально рН после каждого разбавления и сравните с рН исходного раствора.

2. Используя формулы для расчета рН буферных смесей, объясните полученные результаты.

Опыт № 4.  Потеря буферного действия

Налейте  в 4 пробирки по 0.5 мл приготовленного ацетатного буферного раствора, затем добавить раствора гидроксида натрия  С(NaOH) = 0.05 моль/л:  в первую - 1 каплю,  во вторую - 2 капли,  в третью - 3 капли,  в четвертую - 4 капли.

1. Определите рН каждого раствора.

2. Постройте  график в координатах: рН буферного раствора – объем щелочи (объем капли принять равным 0.05 мл).

3. Что такое буферная емкость?

4. Как рассчитывается буферная емкость?

5. При каком объеме (концентрации) кислоты прекращается действие приготовленного буфера?

Гидролиз солей

Гидролизом солей называется обменная реакция ионов соли с молекулами воды, в результате которой смещается равновесие диссоциации воды и часто изменяется рН растворов.

Согласно современным представлениям о механизме диссоциации. ионы в водном растворе окружены гидратной оболочкой.

Катионы  удерживают свою гидратную оболочку за счет донорно-акцепторной связи:

                  Н      Z+

Kat^z+ ← О                 

                  Н

Анионы  удерживают свою гидратную оболочку за счет водородной связи:

 

An^z-.... H       Z-          

                О

         Н               

 

Таким образом, гидролиз является результатом поляризационного взаимодействия ионов соли с их гидратной оболочкой.

Гидролизу подвергаются соли, образованные:

1. слабым основанием и сильной кислотой;

2. сильным основанием и слабой кислотой;

3. слабой кислотой и слабым основанием;

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием и нерастворимые соли гидролизу не подвергаются.

I. Гидролиз  по катиону (соль образована слабым основаниями и сильной кислотой).

Под действием электрического поля иона соли в молекуле воды происходит перераспределение зарядов, и молекула воды становится более полярной, связи в ней разрываются. Этот процесс для катионов можно представить так:

 

               Н     Z+

Kat^z+←О              → [ Kat OH]^(z-l)+ + H⁺

               Н

 

Существуют соли:

а) однозарядных катионов NH₄⁺, Cu⁺;

б) двухзарядных Си²⁺, Zn²⁺, Cd²⁺, Mn²⁺;

в) трехзарядных А1³⁺, Cr³⁺, Fe³⁺.

Пример: Рассмотрим гидролиз соли хлорида цинка. Так как катион Zn²⁺ двухзарядный, гидролиз идет ступенчато. По второй ступени гидролиз идет незначительно.

1ступень:

Ионное уравнение: Zn²⁺ + Н₂О <=> ZnOH⁺ + Н⁺

Молекулярное уравнение: ZnCl₂ + Н₂О <=> ZnOHCl + HC1

2ступень:

ZnOH⁺ + Н₂О <=> Zn(OH)₂ + Н⁺

ZnOHCl + Н₂О <=> Zn(OH)₂ + HCl

Ионное уравнение показывает:

а) гидролизу подвергаются катионы Zn²⁺;

б) в результате реакции гидролиза накапливаются ионы Н⁺, которые сообщают среде кислую реакцию (рН<7).

II. Гидролиз по аниону (соли образованы сильными основаниями и слабыми кислотами).

Взаимодействие анионов с гидратной оболочкой можно выразить схемой

 

       Н               Z-

 An^z-      O          <=> HAn^(z-l)-+ ОН^-

       Н

Существуют соли:

а) однозарядных анионов CN ¯, СlO ¯;

б) двухзарядных анионов S^2-, SO₃^2-, СО₃ ^2-;

б) трехзарядных анионов ВО₃^3-, СrО₃^3-.

Пример: Рассмотрим гидролиз соли Na₂S. Анион S^2- двухзарядный, поэтому гидролиз идет по двум ступеням:

1 ступень:                                               2 ступень:

S^2- + Н₂О <=> HS^- + ОН^-                           HS^- + Н₂О<=>H₂S + ОН^-

Na₂S + Н₂О <=> NaHS + NaOH              NaHS + Н₂О <=> H₂S + NaOH

Ионные уравнения показывают, что:

а) гидролизу подвергаются анионы S^2-;

б) в результате гидролиза накапливаются ионы ОН^-, которые сообщают среде щелочную реакцию (рН > 7).