Главная | Обратная связь

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

1. Напишите уравнения протолитического равновесия и укажите сопряженные кислотно-основные пары в водных растворах:

а) азотистой кислоты К^о (HNO₂) = 5,1×10^-4 ;б) аммиака К^o(NH₃××H₂O)= 1,76×10^-5 ;

в) угольной кислоты К^о (Н₂СО₃ )= 4,5 • 10^-7 К^о ( НСО₃^-) = 4,8×10^-11

От каких факторов зависит стандартная константа равновесия К^о ?

2. Напишите уравнения реакций автопротолиза воды и безводной уксусной кислоты.

3. Как связаны константы кислотности и основности сопряжен­ной пары

NH₄ ⁺ - NH₃ ? Приведите вывод формулы.

4. Степень диссоциации(протолиза) уксусной кислоты равна 1,32 • 10^-2,К^о= 1,75 • 10^-5.

Определите концентрацию кислоты, концентра­цию ацетат-иона и рН раствора.

Коэффициенты активностей ионов принять равными 1.

5. Рассчитайте рН раствора, полученного при смешивании 10 мл 0,1 М HNO₂ и 20 мл 0,05 М КОН, если плотности растворов равны 1,00 г/мл [К ^о(HNO₂) .=5,1×10^-4]. Коэффициенты активностей ионов принять равными 1 .

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ

Буферные растворы – сложные протолитические системы, способные сохранять примерное постоянство рН при добавлении в такую систему небольших количеств сильных кислот или щелочей. Буферные растворы широко распространены в химической и биохимической практике.

Все буферные системы содержат минимум два вещества, кроме воды. Эти вещества - сопряженная слабая кислота и соответствующее ей сопряженное основание - образуют в водном растворе протолитическую буферную систему.

Виды основных буферных водных растворов:

- слабая кислота и ее соль (СH₃COOH- CH₃COONa)

- слабое основание и его соль (NH₃ – NH₄Cl)

-средняя и кислая соль (Na₂CO₃ – NaHCO₃)

- две кислых соли (NaH₂PO₄ – Na₂HPO₄)

- аминокислотные и белковые системы (гемоглобин - оксигемоглобин)

Компоненты буферной системы, представляющие собой сопряженную кислотно-основную пару, реагируют с водой, создавая буферные равновесия. В общем виде, если НА – слабая кислота, а А^-- анион этой кислоты (т.е. анионное основание), то буферные равновесия запишутся в следующем виде:

НА +Н₂О ↔ А^- + Н₃О⁺

А^- + Н₂О ↔ НА + ОН^-.

Оба этих равновесия по принципу Ле Шателье сильно смещены влево, поэтому равновесные концентрации сопряженных кислоты и основания практически равны исходным концентрациям.

Так как буферная система образована одной и той же кислотно-основной парой, то из выражения для константы кислотности можно вывести уравнения для расчета рН в буферных растворах, которое называется уравнением Гендерсона-Хассельбальха:

a(А^-)

pH = pKa + lg-----------

а(НА),

где а –активности соответствующих компонентов буферной системы.

Буферное действие

Механизм буферного действия заключается в том, что частицы сопряженного основания реагируют с ионом H₃O⁺, образуя сопряженную слабую кислоту.

В общем виде: H₃O⁺ + A^- = H₂O + HA

Например, в случае аммиачной буферной системы имеем: H₃O⁺+ NH₃ = NH₄⁺ + H₂O

Ионы же OH^- взаимодействуют с сопряженной кислотой, превращая ее в сопряженное слабое основание.

В общем случае: HA + OH^- = H₂O + A^-

В случае той же аммиачной буферной системы: NH₄⁺ + OH^- = NH₃ + H₂O