Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Наиболее распространённые кислотно-основные индикаторы
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-] = CHCl, a pавновесие смещено в сторону недиссоциированной НА формы поэтому [HA] ≈ CHA НСl → H+ + Cl- HA H+ + A- Ka = ; [A-] = [H+] = [Cl-] + [A-] = CHCl + ; [H+]2 - [H+] CHCl - Ka∙ CHA = 0 [H+] = Смесь слабых кислот HA H+ + A- KHA = ; [A-] = Н Ac H+ + Ac- KHAc = ; [Ac-] = Оба равновесия из-за взаимного влияния протонов сдвинуты влево. Поэтому [HA] ≈ CHA, [HAс] ≈ CHAс [H+] = [A-] + [Ac-] = + [H+]2 = Ka∙ [HA] + Ka∙ [HAc] = Ka∙ CHA + Ka∙ CHAс [H+] = Смесь слабой кислоты и ее соли НAc H+ + Ac- NaAc → Na+ + Ac- В системе равновесие смещено влево, поэтому [HAс] ≈ CHAс, а [Ac-] ≈ CNaAс KHAc = ; [H+] = KHAc∙ ; [H+] ≈ KHAc∙ 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 + ] ≈ KHAc ∙ = KHAc ∙ или pH = pK + lg Для смеси слабго основания ( NH3∙ OH) и его соли можно получить аналогичные соотношения: [ OH - ] ≈ Kb ∙ = Kb ∙ 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 + ] ≈ Ka ∙
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+] ≈ KHAc ∙ (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+] ≈ Ka∙ (b) Разделив уравнение (b) на уравнение (a), получим: 10 = : В простейшем случае CHAс = CNaAс. = 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 CHAс = CNaAс. = 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 Cсоли = Cкислоты значения pH = pK. Для получения более точное значения рН следует варьировать соотношение Cсоли /Cкислоты 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.
|
||||||||||||||||||||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2021-01-14; просмотров: 121; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.144.154.208 (0.01 с.) |