Презентация на тему: ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ И БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ В ХИМИЧЕСКОМ АНАЛИЗЕ

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ И БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ В ХИМИЧЕСКОМ АНАЛИЗЕ
ПЛАН
1. Гидролиз  солей и его типы.
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ И БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ В ХИМИЧЕСКОМ АНАЛИЗЕ
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ И БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ В ХИМИЧЕСКОМ АНАЛИЗЕ
Гидролиз аниона слабой кислоты
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ И БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ В ХИМИЧЕСКОМ АНАЛИЗЕ
Гидролиз катиона слабого основания
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ И БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ В ХИМИЧЕСКОМ АНАЛИЗЕ
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ И БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ В ХИМИЧЕСКОМ АНАЛИЗЕ
Гидролиз соли, содержащей катион слабого основании и анион слабой кислоты
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ И БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ В ХИМИЧЕСКОМ АНАЛИЗЕ
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ И БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ В ХИМИЧЕСКОМ АНАЛИЗЕ
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ И БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ В ХИМИЧЕСКОМ АНАЛИЗЕ
2. Взаимное усиление гидролиза
Степень и константа гидролиза
Константа гидролиза К h
4.Буферные системы (растворы). Значения рН буферных растворов
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ И БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ В ХИМИЧЕСКОМ АНАЛИЗЕ
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ И БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ В ХИМИЧЕСКОМ АНАЛИЗЕ
5. Типы буферных растворов
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ И БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ В ХИМИЧЕСКОМ АНАЛИЗЕ
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ И БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ В ХИМИЧЕСКОМ АНАЛИЗЕ
Буферная система, содержащая слабое основание и его соль
Буферная система, содержащая слабое основание и его соль
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ И БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ В ХИМИЧЕСКОМ АНАЛИЗЕ
6. Буферная емкость. Использование буферных систем в анализе
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ И БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ В ХИМИЧЕСКОМ АНАЛИЗЕ
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ И БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ В ХИМИЧЕСКОМ АНАЛИЗЕ
Буферная емкость
Буферная емкость
1/31
Средняя оценка: 4.9/5 (всего оценок: 44)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (271 Кб)
1

Первый слайд презентации: ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ И БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ В ХИМИЧЕСКОМ АНАЛИЗЕ

Изображение слайда
2

Слайд 2: ПЛАН

1. Гидролиз  солей и его типы. 2. Взаимное усиление гидролиза 3. Степень и константа гидролиза 4. Буферные системы (растворы). Значения рН буферных растворов 5. Типы буферных систем. 6. Буферная емкость. Использование буферных систем в анализе.

Изображение слайда
3

Слайд 3: 1. Гидролиз  солей и его типы

Под гидролизом подразумевают взаимодействие ионов рас­творенной соли с протонами или гидрокcuльными группами нейтральных ( непродиссоциированных ) молекул воды, приводящее к образованию слабого электролита и изменению рН.

Изображение слайда
4

Слайд 4

Гидролиз  солей – обменная  реакция ионов  некоторых  солей  с молекулами воды, в результате   которой  происходит  смещение  равновесия  диссоциации  воды. Вода  в  незначительной  мере диссоциирует   на  ионы: Н 2 О ↔ Н + + ОН – Произведение  равновесных  концентраций  ионов  Н +   и  ОН –   называется  ионным  произведением  воды " ионным  произведением  воды "   K W. При стандартных условиях оно составляет величину 10 –14 : K W = [Н + ]∙[ОН – ] = 10 –14. В  нейтральном  растворе  [Н + ]  =  [ОН – ] =  Ö 10 –14    = 10 –7 моль/л. Рассмотрим   взаимодействие  анионов с водой. Анионы, образовавшиеся при диссоциации солей и способные к связыванию с ионами Н +, вызывают  смещение  равновесия  диссоциации  воды, так  как они  взаимодействуют с молекулами воды.

Изображение слайда
5

Слайд 5

Например: CO 3 2– + H 2 O = HCO 3 –   + OH – В  растворе  остается  избыток  гидроксид – анионов ОН –, в  этом  случае  среда  будет  щелочной  (рН>7). Рассмотрим процесс взаимодействия катионов с молекулами воды. Катионы, образовавшиеся при диссоциации солей и способные к связыванию с ионами OH –   вызывают  смещение  равновесия  диссоциации  воды, так  как они  взаимодействуют с молекулами воды: Al 3+ + H 2 O → AlOH 2+   +  H + В  растворе  остается  избыток катионов водорода Н + (точнее, катионов гидроксония H 3 O + ), в  этом  случае  среда  будет  кислой ( pH <7).

Изображение слайда
6

Слайд 6: Гидролиз аниона слабой кислоты

Рассмотрим простейший случай - гидролитическое равновесие в водном растворе соли, которая содержит анион В - слабой одноосновной кислоты НВ: В - + Н 2 О= НВ + ОН - ­ Концентрациониая константа этого химического равновесия [НВ][ОН - ] К h = -------------- [В - ] есть константа гидролиза. Проведем простыe преобразования: [ НВ][ОН - ] [H 3 O + ] [НВ] К h = -------------- ∙ --------- = [H 3 O + ][ОН - ] ------------- [В - ] H 3 O + [H 3 O + ][В - ] В правой части последнего уравнения произведение [H 3 O + ][ОН - ] = K w, а величина [НВ]/ [H 3 O + ][В - ]= 1/ К а согласно [H 3 O + ][В - ]/ [НВ] = К а, где К а –константа кислотной диссоциации или просто константа кислотности.

Изображение слайда
7

Слайд 7

Следовательно, константа гидролиза равна K h = K w / K a, (1) а поскольку согласно формуле К h = K W / K a, то K h = К ь. Таким образом, константа гидролиза равна константе основности основания, сопряженного с кислотой, анион которой гидролизуется. В соответствии с законом разведения (разбавления) Оствальда (в данном случае роль степени диссоциации а играет степень гидролиза h) при h<< 1 име­ем: h = ( K h / с b ) 1/2, где с b - концентрация гидролизующихся анионов. Тогда концентрация гидроксильныx групп [ОН - ]= h c b = ( K h / с b ) 1/2 с b = ( K h с b ) 1/2 = ( K w с b / K a ) 1/2, поскольку K h = K w / K a в соответствии с (1). Найдем значение рН раствора: рН = 14 - рОН. Величина рОН опре­деляется как pOH = - lg ( K w с b / K a ) 1/2 = 0,5(14 + p с b - p K a ) = 7 + 0,5( p с b - p K a ) Подставим данное выражение в выражение для рН, получим: рН = 14 – 7 – 0,5( p с b - p K a ) = 7 + 0,5( p K a - p с b ) Итак, значение рН раствора, в котором гидролизуется анион слабой одноосновной кислоты, можно рассчитать по формуле: рН = 7 + 0,5( p K a - p с b ) где p K a - показатель константы кислотности НВ, а с b – исходная концентрация анионов В -.

Изображение слайда
8

Слайд 8: Гидролиз катиона слабого основания

Рассмотрим вначале частный случай - гидролитическое равновесие в растворах солей аммония, содержащих катион аммония· NН 4 + : NН 4 + + Н 2 О = Н 3 О + + NН 3 (Раньше часто использовали другую форму записи: NН 4 + + Н 2 О = =NН 4 OH + H + ) Концентрационная константа гидролиза K h равна: [Н 3 О + ][ NН 3 ] К h = ---------------- [NН 4 + ] Преобразуем это выражение: [ Н 3 О + ][ NН 3 ] [ОН - ] [NН 3 ] К h = ----------------- ∙ --------- = [H 3 O + ][ОН - ] ------------- [NН 4 + ] [ОН - ] [NН 4 + ][ОН - ] Учитывая, что K w = [Н 3 О + ][ОН - ] и константа основности аммиака К Ь = [NН 4 + ][ОН - ]/[NН 3 ], выражение для константы гидролиза можно представить в виде: K h = K w / K b

Изображение слайда
9

Слайд 9

В общем случае катион ВН + слабого однокислотного основания В в водных растворах гидролизуется по схеме: ВН + + Н 2 О = В + Н 3 О + подобно гидролизу катиона аммония, описанному выше. По аналогии с предыдущими рассуждениями можно записать: [ Н 3 О + ][ В] [Н 3 О + ][ В] [ОН - ] [ В] К h = --------------- = --------------- ∙ ------ = [H 3 O + ][ОН - ] ------------- [ВН + ] [ВН + ] [ОН - ] [ ВН + ][ОН - ] Так как [Н 3 О + ][ОН - ] = K w и [В]/[ВН + ][ОН - ] = 1/ К b, где К b - кон­cтaнтa ионизации слабого основания В по схеме: В + Н 2 О= ВН + + ОН - то для константы гидролиза K h катиона слабого основания получаем в общем случае выражение: K h =K w /K b, что совпадает с аналогичной формулой для рассмотренного выше част­ного случая - гидролиза катиона аммония.

Изображение слайда
10

Слайд 10

Поскольку в соответствии с формулой К а = К w / К b, то K h = K a Таким образом, константа гидролиза катиона слабого основания равна константе кислотности кислоты, сопряженной с основанием, кати­он которого подвергается гидролизу. В соответствии с законом разведения Оствальда для данного случая (h<< 1) имеем: h =( К h с a ) 1/2 где c а - концентрация гидролизующихся катионов. Найдем величину рН раствора, в котором осуществляется рассмат­риваемое гидролитическое равновесие: [Н 3 О + ] = h c a = ( K h c a ) 1/2 c а = ( K а с а ) 1/2 = ( K w c a / K b ) I/2, учитывая, что K h = K w / K b. Отсюда lg [Н 3 О + ] = -7 + 0,5( lg c q - lg К b ) - lg [Н 3 О + ] = 7 + 0,5[- lg c a -(- lg К ь )] Проводя подстановку рН = - lg [Н 3 О + ], p c а = - lg c а, p К b = - lg К b, имеем: рН = 7 - 0,5( р К b - p c а )

Изображение слайда
11

Слайд 11: Гидролиз соли, содержащей катион слабого основании и анион слабой кислоты

Пусть в водном растворе гидролизуется соль ВА, образованная ка­тионом В + слабого однокислотного основания ВОН и анионом А - слабой одноосновной кислоты НА. Как сильный электролит соль ВА в водном створе полностью распадается на ионы BA → B + + A - котopыe гидролизуются : В + + 2Н 2 О = ВОН + Н 3 О + А - +Н 2 О = НА + ОН - Как следует из этих уравнений, равновесные концентрации [ВОН] = [Н 3 О + ] и [НА] = [ОН - ]. Поэтому для сумм концентраций получаем: [Н 3 О + ] + [НА] = [ВОН] + [ОН - ] Слабая кислота НА и слабое основание ВОН в водном растворе ио­низируются: НА + Н 2 О = Н 3 О + + А -, К а = [Н 3 О+][А - ]/[НА] ВОН = В + + ОН -, К Ь = [В + ][ОН - ]/[ВОН] где К а - константа кислотности слабой кислоты НА; К Ь - константа основности слабого основания ВОН. Последнее равновесие можно также представить в виде: ВОН + Н 2 О = В(Н 2 О) + + ОН - учитывая, что в рамках протолитической теории основание ВОН при ио­низации присоеднняет протон, отдаваемый в данном случае молекулой воды.

Изображение слайда
12

Слайд 12

Из уравнений для К а И К Ь можно найти равновесные концентрации [НА] и [ВОН]: [НА] = [Н 3 О + ][А - ]/ К a и [ВОН] = [ B + ][ OH - ]/ K b Из формулы для ионного произведения воды K w = [Н 3 О + ][ОН - ] можно выразить равновесную концентрацию гидроксилъных ионов: [ОН - ] = K w /[Н 3 О + ]. Подставляя полученные выражения для [НА], [ВОН] и [ OH - ] в вышенаписанное уравнение для сумм концентраций, получаем: [Н 3 О + ] + [Н 3 О + ][А - ] /К а = [ B + ][ OH - ]/ K b + К w / [Н 3 О + ] После проведения простых преобразований [Н 3 О + ] 2 + [Н 3 О + ] 2 [А - ] /К а = [ B + ][Н 3 О + ][ OH - ]/ K b + К w [Н 3 О + ] 2 (1 + [А - ] /К а ) = К w (1+ [ B + ]/ K b ) К а + [А - ] K b + [ B + ] [ Н 3 О + ] 2 ------------ = К w ------------- К а К Ь

Изображение слайда
13

Слайд 13

приходим к уравнениям К а K b + [ B + ] [Н 3 О + ] 2 = К w ------ ∙ ------------- К Ь К а + [А - ] [Н 3 О + ] = { K W K a (К b + [В + ])/ К b (К а +[А -])} 1/2. Учитывая, что чаще вceгo (хотя и не всегда) К b « [ B + ], К а « [А - ], можно приближенно принять К b + [В + ] ≈ [ B + ], К а + [ A - ] ≈ [А - ]. Тогда К а [ B + ] [Н 3 О + ] 2 ≈ К w ------ ∙ ------ К Ь [А - ] Если степень гидролиза катиона В + и аниона А - очень мала (типич­ный случай), то равновесная концентрация катиона будет приближенно равна равновесной концентрации аниона: [ B + ] ≈ [А - ].

Изображение слайда
14

Слайд 14

В этом случае по­лучаем: [Н 3 О + ] 2 ≈ К w К а / К b, [Н 3 О + ] ≈ ( К w К а / К b ) 1/2, pH = - lg [ H 3 O + ] ≈ 0,5(- lg К w – lg (К а / К b )) Учитывая, что - lg К w = p K w - lg ( К а /К b. ) = р( К а /К b ), приходим к вы­ражению для рН: pH = ≈ 0,5( p К w + p ( К а / К b )) или (что то же самое) pH = ≈ 0,5( p К w + p К а - p К b ), где K а и К b - соответственно константы ионизации слабой кислоты НА и слабого основания ВОН, не являющихся сопряжен­ными в смысле протолитической теории Бренстеда-Лоури. Таким образом, рН раствора гидролизующейся соли ВА зависит как от р К а, так и от р К b. Если значения рка и р К b приближенно равны, то среда в растворе гидpoлизующейся соли будет практически нейтральной (рН ~ 7).

Изображение слайда
15

Слайд 15: 2. Взаимное усиление гидролиза

При  появлении  в  растворе катиона  с  зарядом  2+, 3+, и  аниона  с  зарядом  2–, 3–,  может  наступать  взаимное  усиление  гидролиза при  условии,  что  и  катион  и  анион  вызывают  гидролиз,  то  есть  смещают  равновесие  диссоциации  воды.  В  этом  случае  гидролиз  идет  необратимо  до  конца. Например: 2 AlCl 3 + 3 Na 2 S   +  6 H 2 O   =  2 Al ( OH ) 3 ¯   +  3 H 2 S ­   +  6 NaCl 2Al 3+   +  3S 2- +  6H 2 O  =  2Al(OH) 3 ¯   +  3H 2 S ­ Такое явление называется  взаимным  усилением  гидролиза. Именно поэтому в растворе невозможно получить такие соли, как, например, карбонат алюминия, карбонат железа(III) и т.п. Важно отметить, что взаимное усиление гидролиза происходит в том случае, если анион соответствует слабой и летучей кислоте. Например, фосфат алюминия осаждается из растворов и взаимного усиления гидролиза не происходит. Ортофосфорная кислота – нелетучая.

Изображение слайда
16

Слайд 16: Степень и константа гидролиза

Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза солей, под  которой  понимают отношение  концентрации   гидролизованной части соли к общей концентрации ее в растворе ( h выражают в процентах): n гидр h = ------- ∙ 100 n общ где n гидр – количество вещества (в моль) гидролизованной соли; n общ — общее количество вещества растворенной соли. Степень гидролиза солей тем выше, чем слабее кислота или основа­ние, образующие эту соль. Степень гидролиза выражается в долях единицы или в процентах. Она увеличивается с уменьшением концентрации раствора и с ростом температуры. Обычно гидролизуется лишь очень малая часть ионов, образующих­ся при электролитической диссоциации соли, поэтому степень гидролиза намного меньше единицы: h << 1.

Изображение слайда
17

Слайд 17: Константа гидролиза К h

Гидролиз солей характеризуются и константой гидролиза К h, представляющей собой константу равновесия реакции гидролиза. Ее значение  – это отношение ионного произведения воды К w   и константы диссоциации слабого электролита. Ионное произведение воды – величина постоянная, при 25 ° С: К w = [ H + ][ OH – ] = 10 –14. Например, рассчитаем константу гидролиза ацетата натрия: CH 3 COONa + H 2 O → CH 3 COOH + NaOH CH 3 COO – + H 2 O → CH 3 COOH + OH – К h = К w /   K д (CH 3 COOH) К h = (10 –14 /  1,8 ∙ 10 –5 ) = 5,56 ∙ 10 –12 Чем выше константа гидролиза, тем в большей степени гидролизуется та или иная соль. Зная константу гидролиза можно вычислить рН раствора гидролизующейся соли. Например, рН растворов солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой можно рассчитать по уравнению: рН = 7 + ½ р К a – ½ р К b, где р К a   – отрицательный логарифм константы диссоциации слабой кислоты, а р К b, - отрицательный логарифм константы диссоциации соответствующего слабого основания.

Изображение слайда
18

Слайд 18: 4.Буферные системы (растворы). Значения рН буферных растворов

Буферные системы (или буферные растворы) - это растворы, спо­собные сохранять приблизительно постоянное значение рН при добавле­нии к ним небольших количеств сильных кислот uли сильных оснований, а также при разбавлении. Буферные растворы могут содержать либо одно индивидуальное ве­щество, либо смесь веществ. К буферным растворам индивидуальных веществ относятся, напри­мер, насыщенный водный раствор гидротартрата калия КНС 4 Н 4 О 6 (рН = 3,567 при 25 о С ), водный раствор (с концентрацией 0,05 моль/л) гидрофталата калия КНC 8 Н 4 0 4 (рН = 4,008 при 25 о С), водный раствор (с концентрацией 0,05 моль/л) тетрабората натрия (буры) Na 2 B 4 О 7 ∙10H 2 О (рН = 9,18 при 25 о С и рН = 9,07 при 38 о С ) и др.

Изображение слайда
19

Слайд 19

Примерами буферных систем из смеси веществ могут служить вод­ные растворы, содержащие: хлороводородную кислоту и глицин НС l + NН 2 CH 2 COOH (постоянство рН можно поддерживать при заданном значении в интерва­ле 1,10-3,50); гидроксид натрия и гидрофталат калия NaOH + КНС 4 Н 4 О 6 (постоянство рН можно поддерживать при заданном значении в интерва­ле рН = 4,00--6,20); однозамещенный ортофосфат калия и двузамещенный ортофосфат натрия КН 2 РО 4 + Na 2 НPО 4 (постоянство рН можно поддерживать при заданном значении в интерва­ле рН = 4,80-8,00); ацетатный буфер - водный раствор уксусной кислоты и ацетата натрия СН 3 СООН + СН 3 СООNа (постоянство рН можно поддерживать при заданном значении в интерва­ле рН = 3,8-6,3); универсальная буферная смесь (готовят, смешивая растворы орто­фосфорной, уксусной и борной кислот с раствором гидроксида натрия), которая позволяет поддерживать постоянство рН при заданном значении в широком интервале рН = 1,81-11,98.

Изображение слайда
20

Слайд 20

Часто используют буферные растворы, содержащие смесь слабой кислоты и ее соли (например, муравьиная кислота и формиат натрия НСООН + HCOONa - формиатный буфер) или смесь слабого основания и соли этого основания (например, аммиак и хлорид аммония NН 3 ∙ Н 2 О NH 4 Cl - аммиачный буфер). Чтобы в буферной системе поддерживалось заданное постоянное значение рН, ее готовят, смешивая рассчитанные количества компонен­тов, из которых состоит буферная смесь. Рассмотрим подробнее два типа буферных систем: систему, содер­жащую слабую кислоту и ее соль, и систему, содержащую слабое осно­вание и его соль.

Изображение слайда
21

Слайд 21: 5. Типы буферных растворов

Буфериая система, содержащая слабую кислоту и ее соль Примером такой системы может служить ацетатная буферная смесь ­водный раствор, содержащий слабую уксусную кислоту СН 3 СООН и ее соль - ацетат натрия СН 3 СООNа. Ацетат натрия (как сильный электро­лит) в водном растворе распадается на ионы нацело, а уксусная кислота (как слабый электролит) - лишь частично: СН 3 СООNа → Na + + СН 3 СОО - ­ СН 3 СООН + H 2 O = Н 3 О + + СН 3 СОО - Последнее равновесие сильно смещено влево, так как диссоциация уксусной кислоты подавляется в присутствии ацетат-ионов. Буферное действие ацетатной смеси заключается в следующем. Если в буферную смесь прибавляют небольшой объем сильной ки­слоты, то ионы водорода этой кислоты, которые могли бы привести к изменению рН раствора, будут связываться ацетатными ионами в прак­тически недиссоциирующую уксусную кислоту: Н 3 О + + СН 3 СОО - = СН 3 СООН + H 2 O так что баланс ионов водорода в растворе практически не нарушается и рН раствора сохраняется постоянным.

Изображение слайда
22

Слайд 22

Если к этому же раствору прибавить небольшое количество щелочи, то гидроксид-ионы щелочи будут связываться уксусной кислотой: ОН - + СН 3 СООН = СН 3 СОО - + H 2 O так что значение рН раствора также практически не изменится. Рассчитаем величину рН в ацетатом буферном растворе. Концен­трационная константа кислотной диссоциации уксусной кислоты равна [Н 3 О + ][ СН 3 СОО - ] [СН 3 СООН] К а = ------------------------, откуда [Н 3 О + ] = К а ---------------- [СН 3 СООН] [СН 3 СОО - ] Поскольку степень диссоциации уксусной кислоты α « 1, то равно­весная концентрация [СН 3 СООН] приблизительно равна исходной кон­центрации с (СН 3 СООН), а равновесная концентрация ацетат-ионов [СН 3 СОО - ] приближенно равна исходной концентрации ацетата натрия с (СН 3 СООNа): [СН 3 СООН] = с (СН 3 СООН), [(СН 3 СОО - ] = с (СН 3 СООNа).

Изображение слайда
23

Слайд 23

Тогда: с (СН 3 СООН) [Н 3 О + ] = К а ------------------ с (СН 3 СООNа) После логарифмирования и умножения на - 1 имеем: с (СН 3 СООН) - lg [Н 3 О + ] = - lg К а - lg ------------------ с (СН 3 СООNа) Переходя к показателям, получаем: с (СН 3 СООН) рН = р К а + р ------------------- с (СН 3 СООNа) Аналогичные рассуждения в общем случае для буферной системы, содержащей слабую одноосновную кислоту НВ и ее соль KatВ ( Kat + ­однозарядный катион), приводят к формуле: pH = p K a + р с a / c b где К а - константа кислотной диссоциации HB : с a и c b - соответственно исходные концентрации кислоты НВ и ее соли KatВ. Подобное рассмотрение можно провести и для буферной системы, содержащей слабую многоосновную кислоту и ее соль.

Изображение слайда
24

Слайд 24: Буферная система, содержащая слабое основание и его соль

Рассмотрим равновесие в аммиачной буферной смеси - в водном растворе аммиака и хлорида аммония NН 3 ∙ Н 2 О + NН 4 Cl Хлорид аммония как сильный электролит распадается на ионы нацело: NН 4 Cl → NН 4 + + Сl - Аммиак в водном растворе - слабое основание и диссоциирует лишь в незначительной степени: NН 3 +Н 2 О = NН 3 · H 2 О = NН 4 + + ОН - Если к аммиачной буферной смеси прибавить небольшое количество сильной кислоты, то ионы водорода этой кислоты связываются с гидрок­сильными группами, образующимися при ионизации аммиака. Убыль гидроксильных групп компенсируется за счет дальнейшей ионизации водного аммиака. В итоге рН буферной смеси практически не изменяется. Если к аммиачному буферу прибавить небольшое количество щело­чи, то гидроксильные группы этой щелочи связываются катионами ам­мония с образованием практически не диссоциирующего в данных усло­виях аммиака: ОН - + NН 4 + → NН 3 · Н 2 О Поэтому рН раствора и в этом случае практически не изменяется.

Изображение слайда
25

Слайд 25: Буферная система, содержащая слабое основание и его соль

Найдем величину рН аммиачного буфера. Концентрационная конcтaнтa равновесия NН 3 + Н 2 О = NН 3 ∙ Н 2 О = NН 4 + + ОН - равна: [ NH 4 + ][ O Н - ] [ NH 3 ] К b = ----------------, откуда [ОН - ] = К b ---------- [ NH 3 ] [ NH 4 + ] При незначительной степени ионизации α « 1 равновесная концен­трации аммиака [NН 3 ] будет практически равна его исходной кoнцeнтpaции c (NН 3 ), а равновесная концентрация катионов аммония [ NH 4 + ] ­приближенно равна исходной концентрации хлорида аммония c ( NH 4 C l ): [NH 3 ] ≈ c (N Н 3 ), [NH 4 + ] ≈ c (NH 4 Cl) Тогда концентрация гидроксильных ионов [ОН - ] окажется равной: [ОН - ] = К b с (NН 3 )/ с (NН 4 С l ). После логарифмирования и умножения на -1 получаем: с (NН 3 ) - lg [ O Н - ] = - lg К b - lg ------------- с (NН 4 С l )

Изображение слайда
26

Слайд 26

Перейдем к показателям: с (NН 3 ) pO Н = p К b + p ---------- с (NН 4 С l ) С учетом соотношения p K w = pH + pOH =14 имеем: с (NН 3 ) рН = 14 - рОН = 14 – р К b - р ----------- с (NН 4 С l ) в общем случае для буферной смеси, содержащей слабое одноки­слотное основание В и его соль ВAn ( An - - анион), аналогичным путем можно прийти к формуле: рН = 14 – р К b - р( c b / c а ), где p К а - показатель константы основности слабого однокислотного основания В; c b и c а - соответственно исходные концентрации слабого основания В и его соли ВAn.

Изображение слайда
27

Слайд 27: 6. Буферная емкость. Использование буферных систем в анализе

Буферная емкость определяется количеством сильной кислоты или сильного основания, которые при добавлении в буферную систему измевяют иа единицу значение рН одного литра буферного раствора. Государственная Фармакопея ХI издания (выпуск 1, 1987 г.) так оп­ределяет буферную емкость: «Буферной емкостью (β) называют выраженное в грамм­-эквивалентах количество сильного основания (В), прибавление которого к 1 л буферного раствора вызывает возрастание величины рН этого рас­твора на единицу (β = dВ / dpH ≈ ∆В/ ∆ pH )». Дистиллированная вода, применяемая для приготовления буферных растворов, должна иметь значение рН = 5,8-7,0.

Изображение слайда
28

Слайд 28

Для буферной системы, состоящей из раствора слабой кислоты и ее соли, буферную емкость можно приближенно рассчитать по формуле (если раствор не очень сильно разбавлен): ( c а + c b ) К а [Н 3 О + ] В = 2,03 ------------------------ ( К а + [Н 3 О + ]) 2 где с а И c b - соответственно концентрация кислоты и ее соли в буферной смеси; К а - константа диссоциации этой кислоты; [Н 3 О + ]- концентра­ция ионов водорода в буферной смеси до прибавления основания. Буферные системы играют большую роль в регулировании жизне­деятельности организмов, в которых должно сохраняться постоянство рН крови, лимфы и других жидкостей. Так, например, в крови человека с помощью соответствующих буферов поддерживается постоянное значе­ние рН, равное -7,4.

Изображение слайда
29

Слайд 29

В качественном и количественном анализе буферные системы ис­пользуют тогда, когда необходимо поддерживать постоянное значение рН среды. Например, а цетатный буфер используют при отделении ионов бария Ва 2+ от ионов кальция Са 2+ и стронция Sr 2+ с помощью дихромат-ионов Cr 2 О 7 2-. Тот же буфер применяют при определении катионов никеля N i 2+ с помо­щью диметилглноксима (реактива Чугаева). В формиатном буфере можно осаждать катионы цинка Zn 2+ серово­дородом. при комплексонометрическом определении катио­нов некоторых металлов (магния M g 2+, кальция Са 2+, свинца Pb 2+ и др.) применяют аммиачную буферную смесь.

Изображение слайда
30

Слайд 30: Буферная емкость

В к = – концентрация кислоты, – объем кислоты, - водородный показатель до добавления сильной кислоты, сильной кислоты, - объем буферной системы

Изображение слайда
31

Последний слайд презентации: ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ И БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ В ХИМИЧЕСКОМ АНАЛИЗЕ: Буферная емкость

В о = – концентрация сильного основания, – объем сильного основания, - водородный показатель до добавления сильного основания, сильного основания, - объем буферной системы

Изображение слайда