Расчет рН водных растворов кислот, оснований и солей



Мы поможем в написании ваших работ!


Мы поможем в написании ваших работ!



Мы поможем в написании ваших работ!


ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Расчет рН водных растворов кислот, оснований и солей



Для сильных кислот можно считать, что степень ионизации их в разбавленных растворах равна 1, и тогда для одноосновных кислот с(Н3O+) = с(НВ);

pН = -lg c(HB)

Для сильных однокислотных оснований в разбавлен­ных растворах рОН = -lg c(B), следовательно:

pН = 14 + lgc(B)

При расчете рН растворов слабых кислот и основа­ний необходимо учитывать степень их ионизации.

Для раствора слабой кислоты:

с(H3O+) = Ö Ka c(HB)

рН = 0,5 (рKa – lgc(HB))

Для раствора слабого основания:

с(ОН-) = ÖKb c(B)

рОН = 0,5 (рKb - lg с(В))

или

рН = 14 - 0,5 (рKb – lg c(B))

Водные растворы солей, образованных только сильными электролитами, имеют pH 7. Водные растворы солей, образованных слабыми кислотами и сильными основаниями, имеют щелочную среду. Расчет рН раствора соли, гидролизующейся по ани­ону, проводят по формуле:

pН = 7 + 0,5рKa +0,51g c(В-),

где c(B-) - концентрация аниона, численно равная или кратная концентрации соли.

Водные растворы солей, образованных сильными кислотами и слабыми основаниями, имеют кислую среду. Расчет рН раствора соли, гидролизующейся по кати­ону, проводят по формуле:

pН = 7 - 0,5рKb - 0,51gc(HВ+),

где c(HB+) - концентрация катиона, в том числе и гидратированного иона металла.

Большинство реакций в организме протекает при строго контролируемых значениях рН. Поддержание на заданном уровне кислотно-основного равновесия обеспечивается на молекулярном уровне действием буферных систем.

Буферная система — это равновесная система, спо­собная поддерживать примерно на постоянном уровне какой-либо параметр при определенных внешних воз­действиях. Протолитические буферные системы поддер­живают постоянство рН при добавлении небольших количеств кислот и оснований. Протолитические буфер­ные системы состоят из слабой кислоты и со­пряженного с ней основания (1-й тип, например, ацетатная буферная система, состоящая из уксусной кислоты и ацетата щелочного металла) или слабого основания и сопряженной с ним кислоты (2-й тип, например, аммиачная буферная система, состоящая из аммиака и соли аммония с сильной кислотой).

Раствор, содержащий одну или несколько буферных систем, называется буферным раствором. Буферные растворы можно приготовить двумя спосо­бами:

1) частичной нейтрализацией слабого электролита сильным:

СН3СООН (избыток) + NaOH; NH3 (избыток) + НС1;

2) смешиванием растворов слабых электролитов с их солями (или двух солей):

СН3СООН и NaСН3СОО; NH3 и NH4Cl; NaH2РO4 и Nа2НРO4.

Буферные растворы имеют две главные количественные характеристики - рН и буферную емкость b. При выборе буферного раствора для проведения анализа или эксперимента руководствуются необходимой величиной рН среды и способностью ее сохранять это значение рН при внесении кислот или оснований. Если раствор содержит только одну буферную систему, то для расчета рН и b следует использовать отношение а и сумму с концентраций компонентов буферной системы НВ/В (знаки зарядов частиц НВ и В для разных типов систем разные):

c(B)

а = ¾¾ ; c = c(B) + c(HB)

c(HB)

Тогда рН раствора, содержащего буферную систему, определяется уравнением

c(B)

pH = pKa + lg ¾¾

c(HB)

или

pH = pKa + lga

Для ацетатного буфера c(B) = с(NaCН3СОО); с(HB) = с(СН3СООН); для аммиачного буфера c(B) = с(NН3); с(HB) = с(NН4С1). Для фосфатного буфера, состоящего из кислых солей фосфорной кислоты, с(B) = с(НРО42-); с(HB) = с(Н2РO4-).

Буферная емкость определяется как производная количества вещества сильной кислоты или щелочи, добавленных к 1 л буферного раствора, по изменению рН:

dn

b = ± ¾¾

dpH

Понятно, что чем больше количество кислоты или щелочи, вызывающих одно и то же изменение рН, тем больше буферная емкость. Буферная емкость зависит не только от отношения концентраций компонентов буферной системы, но и от их общей концентрации:

a

b = 2,303c ¾¾¾

(a+1)2

Буферная емкость максимальна при a = 1. При малых значениях п буферная емкость одинакова как при добавлении кислоты, так и щелочи. Практически к тем или иным растворам могут добавляться значительные количества кислоты или щелочи. Тогда буферную емкость следует осмыслить как количество вещества кислоты (емкость по кислоте ba) или щелочи (емкость по основанию bb), вызывающее понижение/повышение рН на единицу. Буферные емкости bа и bb - не равные друг другу величины, определяемые уравнениями

9a

ba = c¾¾¾¾¾¾

a2 + 11a + 10

9a

bb = c¾¾¾¾¾¾

10a2 + 11a + 1

Если а превышает 1, то bа еще продолжает возрастать до а = 3,16. Если а меньше 1, то bb продолжает возрастать до a = 0,316. Если величина a меньше 0,1 или больше 10, то величины b, bа и bb быстро падают, и раствор практически утрачивает буферное действие. Этим определяется зона буферного действия. Для растворов неизвестного состава буферные емкости ba и bb определяют титрованием, и проводят расчет по формуле

c(1/zT)V(T)

B = ¾¾¾¾¾¾

V DpH

где с(1/zТ) — молярная концентрация эквивалента титранта (НС1 или КОН); V(T) - объем титранта; DрН— изменение рН буферного раствора в процессе титрова­ния; V - объем буферного раствора, взятого для ана­лиза.

Буферная емкость будет тем больше, чем больше сум­марная концентрация компонентов буферного раствора при постоянном соотношении их концентраций. При оди­наковой суммарной концентрации буферная емкость больше у того раствора, у которого соотношение кон­центраций приближается к 1; максимальная буферная емкость будет при соотношении сba = 1.

Главными буферными системами организма являются гидрокарбонатная (CO2 + H2CO3/ NaHCO3) , гемоглобиновая (протонированные и депротонированные формы гемоглобина и оксигемоглобина), прочие белковые системы, действующие преимущественно в плазме, фосфатные системы (H2PO4-/HPO42-, а также включающие и органические фосфаты).

 

Перед решением задач рекомендуется уяснить следующие основные понятия темы:

1) протолитическая теория, гидролиз солей;

2) водородный показатель (рН среды);

3) степень ионизации, константы ионизации;

4) буферные системы и растворы;

5) буферная емкость.

 

Уметь рассчитывать:

1) рН водных растворов кислот, оснований, солей;

2) рН буферного раствора;

3) буферную емкость.

 

Обратить внимание на то, что:

1) при 25 оС в кислой среде рН < 7, в щелочной среде рН >7, в нейтральной среде рН = 7;

2) рН величина безразмерная;

3) в уравнении для расчета рН буферного раствора под знаком логарифма могут стоять отношения:

сосн nосн с осн исх Vосн исх m осн M кисл

¾¾ ; ¾¾¾ ; ¾¾¾¾¾¾¾¾ ; ¾¾¾¾¾¾ ;

скисл n кисл с кисл исх V кисл исх M осм m кисл

4) буферную емкость по кислоте определяют по содержанию количества вещества основания буферного раствора, буферную емкость по основанию – по содержанию количества вещества кислоты буферного раствора.

 

Примеры решения типовых задач

Пример 1Расчет рН растворов сильных кислот

Вычислите рН раствора азотной кислоты концентрации 0,001 моль/л.

Решение. При решении задачи воспользуемся уравнением: pH= -lg с(HB)

Подставляя известное по условию задачи значение концентрации в уравнение, вычислим: рН = - lg с(HNО3) = - lg0,001= 3

Анализ полученного ответа. Значение рН реально возможно, т.к. раствор азотной кислоты должен иметь кислую среду (рН < 7).

 

Пример 2Расчет рН растворов сильных оснований

Вычислите рН раствора гидроксида калия с = 0,012 моль/л.

Решение. Для сильных однокислотных оснований pОH = - lg с(В), следовательно

рН = 14 - pОH = 14 + lg с(В) [5.6 ]

Подставляя в уравнение [5.6] известное по условию задачи значение концентрации раствора КОН, находим:

рН = 14 + lg 0,012 = 14,0 – 1,92 = 12,1

Анализ полученного ответа. Значение рН = 12,1 реально возможно, т.к. раствор КОН имеет щелочную среду рН > 7.

Пример 3Расчет концентации ионов водорода по значению рН

Рассчитайте концентрацию протонов в слезной жидкости, рН = 7,4.

Решение. При решении задачи воспользуемся уравнением: рН = -lg с,

Отсюда: с = 10-рН

Ответ: с = 10-7,4 = 3,9 ×10-8 моль/л.

Пример 4Расчет рН раствора с учетом ионной силы.

Принимая во внимание ионную силу раствора, вычислите рН двух растворов, каждый из которых содержит в 0,5 л по 0,63 г азотной кислоты. Один из растворов содержит также 85 мг нитрата натрия.

Решение. Рассчитаем молярные концентрации электролитов по формуле:

с(Х) = m(Х)/M(Х)V

с(НNO3) = 0,63 г/63 (г/ моль) × 0,5 л = 0,02 моль/л

с(NаNО3) = 0,085 г/ 85 (г/ моль) × 0,5 л = 0,002 моль/л

Ионную силу раствора рассчитаем по формуле:

I = 0,5 [с(Н+)×12 + с(NO3-)× (-1)2]= c = 0,02

Вычислим суммарную концентрацию нитрат-иона:

с(NO3-) = с(NаNО3) + с(НNО3)= 0,002 +0,02 = 0,022 моль/л

I = 0,5 [с(Н+)×12 + с(NO3-)× (-1)2+ с(Nа+)×12]= c = 0,022

Для разбавленных растворов коэффициент активности рассчитаем по уравнению Дебая –Хюккеля:

lgf = -0,5z2Ö I, а активность ионов по формуле: а = fс

Для раствора азотной кислоты: lgf = -0,5×1Ö0,02 = - 0,07071

Для раствора кислоты и ее соли: lgf = -0,5×Ö0,022 = - 0,0742

Вычислим значение f и а, учитывая, что рН раствора кислоты и соли определяет только концентрация кислоты:

Для раствора кислоты f = 10 – 0,07071 = 0,12 ; а = 0,07071 × 0,02 = 0,0024

Для раствора кислоты и соли f = 10 – 0,0742 = 0,176; а = 0,176× 0,02 = 0,00352

Рассчитаем рН раствора сильной кислоты:

рН = - lg а = 2,62

Рассчитаем рН раствора кислоты и соли: рН = - lg а = 2,45

Ответ: 2,62; 2,45.

Пример 5Расчет рН растворов слабых кислот

Вычислите рН раствора уксусной кислоты концентрации 0,04 моль/л.

Решение. Учитывая степень ионизации слабой кислоты, воспользуемся уравнением:

рН = 0,5(рКа - lg с(НВ)),

где рКа - показатель константы ионизации слабой кислоты (табличная величина;

табл. ) pKa = -lg Ka

Подставляя в уравнение [5.8] известное по условию задачи значение концентрации СН3СООН и определив по таблице ( ) рКа (СН3СООН) = 4,76, вычислим: рН = 0,5× (4,76 - lg 0,04) = 1,7

Анализ полученного ответа. Значение рН = 1,7 реально возможно, т.к. раствор уксусной кислоты имеет рН < 7.

 

Пример 6Расчет рН растворов слабых оснований

Вычислите рН раствора аммиака с = 0,0025 моль/л.

Решение. Учитывая степень ионизации слабого основания, воспользуемся уравнением :

рН = 14 – 0,5(рКb - lg с(В)),

где рКв - показатель константы ионизации слабого основания (табличная величина; табл.). Величины рКа и рКb для протолитической пары связаны соотношением: рКа + рКb = 14.

Предварительно, определив рКb (NH3)= 14 - рКа (NН4+)= 14 - 9,24 = 4,76,

подставим известное по условию задачи значение концентрации раствора аммиака в уравнение и вычислим рН:

рН = 14 – 0,5(4,76 - lg 0,0025) = 10,3

Анализ полученного ответа. Задача решена верно, т.к. рН раствора аммиака больше 7.

 

Пример 7Расчет рН растворов протолитов, полученных смешением растворов одного и того же вещества

Смешали два раствора HCl: объемом 50 мл с концентрацией 0,2 моль/л и объемом 300 мл с концентрацией 0,02 моль/л. Вычислите рН полученного раствора.

Решение. Определим концентрацию полученного раствора:

с1V1+с2V2

с = ¾¾¾¾¾¾

V1+V2

Для сильной одноосновной кислоты (HCl): рН = - lg с(HB)

0,2 моль/л× 0,05 л + 0,02 моль/л×0,3л

с = ¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾ = 0,046 моль/л

0,35 л

рН = -lg 0,046 = 1,3

Анализ полученного ответа. Задача решена верно, т.к. рН полученного раствора меньше 7.

 

Пример 8Расчет рН растворов протолитов, полученных смешением растворов разных веществ

Вычислите рН раствора, полученного смешением равных объемов растворов с(HCl)= 0,015 моль/л и с(NaOH) = 0,03 моль/л.

Решение. По условию задачи раствор кислоты прореагировал полностью. Следовательно, после протекания реакции нейтрализации среда полученного раствора будет щелочной.

Определим концентрацию NаОН после завершения реакции.

Для определения рН растворов сильных оснований воспользуемся уравнением.

HCl + NaOH ® Na Cl + Н2О

Взято: 0,015V моль 0,0 3V моль

Осталось: 0,03V - 0,015V = 0,015V,

т.к. кислота и щелочь реагируют в соотношении 1 : 1.

Концентрация с(NaOH) после реакции = n/V = 0,015V (моль) /2V(л) = 0,0075 моль/л

рН = 14+lg с = 14+lg 0,0075 = 11,9

Анализ полученного ответа: Задача решена верно, т.к. среда полученного раствора щелочная (11,9>7).

Пример 9

Расчет рН растворов гидролизующихся солей

Вычислите рН раствора NH4NO3 с концентрацией 0,1 моль/л.

Решение. NH4NO3 - соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой.

Соли такого типа гидролизуются по катиону:

NH4+2О Û NH3 + H3О+

При решении задачи воспользуемся уравнением:

pH=7 – 0,5 (pKb + lg c(HB+)).

Предварительно, определив рKb (табл. ):

р Kb = 14 - р Kа = 14 - 9,24 = 4,76, вычислим рН: рН = 7 – 0,5× (4,76 + lg 0,1) = 5,12.

Анализ полученного ответа: Задача решена верно, т.к. раствор соли NH4NO3 имеет кислую среду (рН < 7).

Пример 10Расчет степени ионизации

Вычислите степень ионизации фенолфталеина в растворе с рН 9,2.

Решение. Для расчета степени ионизации индикатора используют формулу:

a

рН = рКа + lg¾¾- ,

1 - a где a - степень ионизации индикатора.

рКа – показатель константы ионизации индикатора( табличная величина; табл. )

Подставляя в данное уравнение известное по условию задачи значение рН раствора и определив по таблице ( ) рКа(фенолфталеина) = 9,37, вычислим a:

a

9,2 = 9,37 + lg¾¾-

1 - a a = 0,4034

Ответ: 0,4034.

Пример 11Расчет константы протолитического равновесия

Силовые показатели щавелевой кислоты по первой и второй ступеням равны 1,25 и 4,27, соответственно. Вычислите константу равновесия процесса:

НООС-СООН Û 2Н+ + -ООС-СОО-

Решение. Запишем процесс диссоциации кислоты по ступеням:

Н2С2О4 Û Н+ + НС2О4-

НС2О4- Û Н+ + С2О42-

Запишем выражение для константы суммарного процесса:

с2+)с(НС2О4-)с2О42-)
К = ¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾ = Ка1Ка2

с2С2О4)с(НС2О4-)

 

Учитывая, что Ка = 10- рКа , вычислим константу равновесия процесса:

НООС-СООН Û 2Н+ + -ООС-СОО- К= Ка1Ка2 = 10-1,25×10-4,27 = 3,019 ×10-6.

Ответ: 3,019 ×10-6.

Пример 12Расчет рН буферных растворов

При определении альбумина по реакции с бромкрезоловым зеленым применяют ацетатный буфер. Уксусную кислоту объемом 50 мл смешивают с 13,2 мл раствора гидроксида натрия (концентрация каждого раствора равна 1 моль/л) и объем доводят дистиллированной водой до 1 л. Вычислите рН используемого раствора.

Решение. При смешении двух растворов протекает реакция:

CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2О ,

а1 b2 b1 а2

в результате которой образуется ацетатный буферный раствор.

Вычислив концентрации компонентов буферного раствора, воспользуемся уравнением:

рН = рKа + lg сосн/ скисл где рKа - табличная величина, (табл. ).

Для ацетатного буфера сb = с(СН3СООNа); са = с(СН3СООН).

CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2О

Было:50 ммоль 13,2 ммоль

Осталось: (50 - 13,2) ммоль

с(СН3СООН) после смеш. = /V буф.р-ра = (50 – 13,2) ммоль/1 л

с (CH3COONa) после смеш. = /V буф.р-ра = 13,2 ммоль/1 л = 13,2 ммоль/л

Для расчета рН буферного раствора воспользуемся уравнением, подставив в него известные значения:

13,2 ммоль/л

pH=4,76 + lg ¾¾¾¾¾¾¾¾¾

(50 – 13,2) ммоль/л

рН = 4,32

Ответ: рН буферного раствора равен 4,32.

Пример 13Расчет масс веществ для приготовления буферного раствора с заданными параметрами

Вычислите массу хлорида аммония, которую следует добавить к раствору аммиака с концентрацией 0,137 моль/л и объемом 2 л, чтобы получить буферный раствор с рН 10,34.

Решение. Запишем протолитическое равновесие:

NH3 + Н2О = NH4+ + ОН-

b1 а2 a1 b2

При решении задачи воспользуемся уравнением. Для аммиачного буфера, состоящего из аммиака и хлорида аммония

сb = с(NH3); сa = с(NH4+)

Концентрацию NH4+ выразим:

m(NH4Cl)

с (NH4+) = ¾¾¾¾¾¾¾

M(NH4Cl)V

Тогда уравнение примет вид:

с(NH3) M(NH4Cl)V

рН = рКа + lg ¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾

m(NH4Cl)

Преобразуем данное выражение:

с(NH3) M(NH4Cl)V

¾¾¾¾¾¾¾¾¾ = 101,1

m(NH4Cl)

 

с(NH3)M(NH4Cl)V

¾¾¾¾¾¾¾¾¾ = 12,59

m(NH4Cl)

Подставив в полученное выражение известные величины, вычислим m:

0,137 моль/л × 53,5 г/моль × 2л

¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾ = 1,16

12,59 m = 1,16

Ответ: для получения буферного раствора с рН 10,34 необходимо взять 1,16 г хлорида аммония.

 

Пример 14Расчет массы одного из компонентов буферного раствора с заданными параметрами

Имеется 100 мл раствора уксусной кислоты, в котором степень ее диссоциации равна 1,9 %. Вычислите массу ацетата калия, которую следует добавить в этот раствор для получения буферного раствора с рН 4,0.

Решение. Связь между степенью диссоциации и константой диссоциации слабых электролитов описывается уравнением Оствальда:

a2с

К = ¾¾

1 - a

Расчет объемов веществ для приготовления буферного раствора с заданными параметрами a<< 1, величиной a в знаменателе можно пренебречь, т.к.

1 - a @ 1 и уравнение примет более простой вид:

К = a2с

K 1,74·10-5

Откуда с = ¾¾¾ = ¾¾¾ = 0,0482 моль/л

a2 (0,019)2

Для ацетатного буфера сb = с(СН3СООК); са = с(СН3СООН).

Для расчета массы соли воспользуемся уравнением [5.13], подставив в него известные значения:

m(СН3СООК)

рН = рКа + lg ¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾ ,

с(СН3СООН)V(СН3СООН) M (СН3СООК)

где рKа - табличная величина, (табл. ).

m(СН3СООК)

4,0 = 4,76 + lg ¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾

0,0482 моль/л × 0,1 л× 98 г/моль

Откуда m(СН3СООК) = 0,0821 г

Ответ: для приготовления ацетатного буфера с рН 4,0 следует взять 0,0821 г ацетата калия.

 

Пример 15Расчет объемов веществ для приготовления буферного раствора с заданными параметрами

Вычислите объемы растворов гидрофосфата натрия с концентрацией 0,1 моль/л и дигидрофосфата натрия с концентрацией 0,15 моль/л для приготовления буферного раствора объемом 1 л с рН =7,0.

Решение. Запишем протолитическое равновесие:

H2PO4- + H2O = H3O+ + HPO42-

а1 b2 а2 b1

Найдем отношение концентраций солей в буферном растворе, который надо приготовить:

с( HPO42-)

рН = рКа + lg ¾¾¾¾¾¾ , где

с(H2PO4- )

рКа - табличная величина (табл. ). рКа (H2PO4- ) = 7,21. Обозначим объем раствора гидрофосфата натрия за х (л), тогда объем раствора дигидрофосфата натрия (1-х) (л). Количества веществ этих солей в приготовленном растворе будет равно соответственно 0,1 х (моль) и 0,15(1-х) (моль).

Поскольку эти количества веществ находятся в одном и том же объеме, отношение концентраций можно заменить отношением количеств веществ:

с( HPO42-)

7,0 = 7,21 + lg ¾¾¾¾¾ = - 0,21

с(H2PO4- )

с(HPO42-)

¾¾¾¾¾ =0,617

с(H2PO4- )

 

= 0,617

x = 0,48 л, т.е. V(Na2HPO4) = 0,48 л; V(NaH2PO4) = 0,52 л

Ответ: для приготовления раствора нужно взять 480 мл раствора гидрофосфата натрия и 520 мл дигидрофосфата натрия.

 

Пример 16

Какое максимальное и минимальное количество вещества муравьиной кислоты можно добавить к 5,6 г гидроксида калия, чтобы после растворения смеси в воде получился буферный раствор.

Решение. При смешении двух растворов протекает реакция:

НСООН + КОН Û НСООК + Н2О

a1 b2 b1 a2

в результате которой образуется формиатный буферный раствор.

Взято: х моль 0,1 моль

Осталось: (х-0,1) 0,1,

т.к. кислота и щелочь реагируют в соотношении 1:1.

Буферное действие наблюдается, если концентрация одного из компонентов превышает другую не более, чем в 10 раз.

n( НСООК)

0,1 < ¾¾¾¾¾ < 10

n( НСООН)

Подставим в это неравенство значения количеств веществ компонентов буферного раствора:

0,1

0,1< ¾¾¾ < 10

х-0,1

Решая неравенство, получим:

0,11< х < 0,9

Ответ: для получения буферного раствора необходимо минимальное количество муравьиной кислоты 0,11 моль, максимальное - 0,9 моль.

 

Пример 17Выявление буферных свойств раствора на основании анализа количеств веществ его компонентов

Серия растворов приготовлена смешением двух растворов:

А) гидроксида натрия и уксусной кислоты

с=0,1 моль/л; V=10 мл с=0,05 моль/л; V=5 мл;

Б) гидроксида натрия и уксусной кислоты

с=0,05 моль/л; V =5 мл с=0,1 моль/л; V =10 мл;

В) ацетата натрия и соляной кислоты

с=0,1 моль/л; V =10 мл с=0,05 моль/л; V =5 мл;

Г) ацетата натрия и уксусной кислоты

с=0,1 моль/л; V =10 мл с=0,01 моль/л; V =5 мл;

Д) гидроксида натрия и ацетата натрия

с=0,1 моль/л; V =10 мл с=0,01 моль/л; V =5 мл.

Решение. Только компоненты раствора Г могут образовать буферную систему, т.е. протолитическую пару слабая кислота-сопряженное основание. В растворах А, Б, В подобные пары могут образоваться в результате обменных реакций. Однако необходимо сделать расчет, т.к. в избытке может оказаться и слабый электролит (пара образуется), и сильный (пары не образуется). Раствор Д не содержит компоненты, отвечающие данным условиям, и они не могут образоваться в результате реакций. Раствор Д однозначно не обладает буферным действием.

Рассчитаем, какие компоненты останутся после протекания реакции в растворах А, Б, В. Для этого рассчитаем количества вступающих в реакции веществ( в ммоль):

А) n(NаОН) = 0,1×10 = 1 ммоль и n(СН3СООН) = 0,05× 5 = 0,25 ммоль

Поскольку кислота прореагирует полностью, то по окончании реакции в растворе останутся NаОН и СН3СООН; протолитическая пара не образуется.

Б) n(NаОН) = 0,05×5 = 0,25 ммоль и n(СН3СООН) = 0,1×10 = 1 ммоль

Поскольку щелочь прореагирует полностью, по окончании реакции в растворе будут

СН3СООН (1 – 0,25 =0,75 ммоль) и СН3СООNа (0,25 ммоль); протолитическая пара образуется.

В) n(СН3СООNа) = 0,1×10 = 1 ммоль и n(НСl) = 0,05×5 = 0,25 ммоль

Поскольку кислота прореагирует полностью, по окончании реакции в растворе будут

СН3СООН (0,25 ммоль) и СН3СООН (1 – 0,25 = 0,75 ммоль); протолитическая пара образуется.

Для окончательного ответа на вопрос надо выяснить, отвечает ли соотношение компонентов в растворах Б, В, Г зоне буферного действия:

Б) В) Г)

сb 0,25 0,75 10 × 0,1

¾¾ = ¾¾¾ = 0,33; ¾¾¾ = 3; ¾¾¾¾ = 20

са 0,75 0,25 5 × 0,01

Соотношение компонентов только в растворах Б и В отвечает зоне буферного действия.

Ответ: буферным действием обладают растворы Б и В.

 

Пример 18Сравнение буферной емкости растворов

Буферные растворы приготовлены смешением растворов:

аммиака и хлорида аммония

  V, мл с, моль/л V, мл с, моль/л
         
А) 7,5 0,02 2,5 0,02
Б) 15,0 0,01 2,5 0,02
В) 7,5 0,02 5,0 0,01
Г) 15,0 0,01 5,0 0,01

Расположите растворы в порядке возрастания их буферной емкости. Ответ подтвердите расчетом.

Решение. Рассчитаем для каждого раствора количества вещества основания (NH3) и кислоты (NH4+).

ν (NH3), ммоль ν (NH4+), ммоль  
А) 7,5×0,02 = 0,15   2,5× 0,02 =0,05  
Б) 15,0× 0,01 = 0,15   2,5× 0,02 = 0,05  
В) 7,5×0,02 = 0,15   5,0× 0,01 = 0,05  
Г) 15,0× 0,01 =0,15   5,0× 0,01 =0,05  
           

Приведенные расчеты показывают, что отношения количеств веществ во всех растворах одинаково. Следовательно,этот фактор в данной задаче не может быть использован для ответа на вопрос.Поэтому необходимо расс­мотреть влияние другого фактора: суммарной концентрации. Суммарное количество веществ для всех растворов также одинаково: 0.15+ 0,05 = 0,20 ммоль. Однако это количество вещества находится в разных объемах:

А) 7,5 + 2,5 = 10,0 мл Б) 15,0 + 2,5 = 17,5 мл
В) 7,5 + 5,0 = 12,5 мл Г) 15,0 + 5,0 = 20,0 мл

Чем меньше объем приготовленного буферного раствора, тем больше суммарная концентрация его компонентов и больше буферная емкость. В порядке убывания объема растворы располагаются следующим образом: Г, Б, В, А. В этой последовательности и будет возрастать буферная емкость.

 

Пример 19. Сравнение буферной емкости растворов

Буферные растворы приготовлены смешением растворов:

муравьиной кислоты и формиата натрия

  V, мл с, моль/л V, мл с, моль/л
А) 5,0 0,05 5,0 0,04
Б) 7,5 0,02 2,5 0,12
В) 2,5 0,09 7,5 0,03
Г) 5,0 0,04 5,0 0,05

Расположите буферные растворы в порядке возрастания их буферной емкости по кислоте.

Решение. В формиатном буфере, приготовленном смешением растворов муравьиной кислоты и формиата натрия, сb = с(НСООNа); са = с(НСООН).

Рассчитаем количество формиата натрия в каждом буферном растворе. Чем больше количество HCOONa в буферном растворе, тем больше буферная емкость по кислоте.

А) ν (HCOONa) = сV = 5 · 0,04 = 0,200 ммоль

Б) ν (HCOONa) = 2,5· 0,12 =0,300 ммоль

В) ν (HCOONa) = 7,5· 0,03 =0,225 ммоль

Г) ν (HCOONa) = 5,0· 0,05 =0,250 ммоль

Ответ: Расположим буферные раствора порядке возрастания их буферной емкости по кислоте: А, В, Г, Б.

 

Пример 20

Расчет параметра титранта по величине буферной емкости

Буферная емкость раствора по кислоте равна 40 ммоль/л. Вычислите, какой объем раствора серной кислоты с молярной концентрацией 0,2 моль/л можно добавить к 150 мл этого раствора, чтобы сместить рН не более, чем на 0,5 единицы?

Решение. Буферную емкость по кислоте рассчитывают по формуле:

с(1/z)V(Т)

В= ¾¾¾¾

Vбуф.р.DрН

Подставив известные величины в это уравнение, вычислим объем раствора серной кислоты. Фактор эквивалентности двухосновной кислоты равен ½.

с(1/2Н24) = 2с24)

0,4(моль/л)× V24)

0,04= ¾¾¾¾¾¾¾¾¾

0,15 л × 0,5

Откуда V24) = 0,0075 л = 7,5 мл

Ответ: 7,5 мл.


 

Домашнее задание:

 

1. Приведите формулы трех органических монокарбоновых кислот:

 

       
       

 

Какая из приведенных кислот является наиболее сильной? Ответ объясните, используя справочные данные.

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

 

рН раствора этой кислоты, с(Х)=0,12 моль/л, равен.

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

 

2. Приведите формульный состав трех буферных систем:

       
       

 

Какая из приведенных буферных систем способна поддерживать в растворе большее значение рН? (при с(B) = с(HB)). Ответ объясните, используя справочные данные.

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

 

рН раствора, содержащего данную буферную систему (концентрация сопряженного основания вдвое превышает концентрацию сопряженной кислоты), равен

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________


Задания для самостоятельной работы из «Сборника задач и упражнений по общей химии».

5.16; 5.52; 5.53; 5.60; 5.67; 5.69; 5.70; 5.72; 5.75

5.102; 5.106; 5.107; 5.120; 5.126 ; 5.128; 5.129; 5.131; 5.135

 

 



Последнее изменение этой страницы: 2016-08-14; 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 - 3.238.117.56 (0.053 с.)