Материал: Конспект лекций для студентов специальности 1 48 01 02 Химическая технология органических веществ, материалов и изделий

«Буферными» называют системы и устройства, смягчающие внешние воздействия на систему, устройства и т.д. Вспомните буферные устройства между железнодорожными вагонами; бамперы автомобилей – те же буферы; «буферные зоны» при международных конфликтах и т. д.Буферными называют растворы, при добавлении к которым кислот или щелочей их pH меняется незначительно. Механизм буферного действия основан на том, что в состав раствора входят анионы слабых кислот или (и) катионы слабых оснований, способные превращать сильные кислоты или основания в слабые. В соответствии с изложенным выше буферными свойствами обладают:а) растворы, содержащие слабые кислоты(HA) и их соли (KatA) – кислотные буферные растворы: HA  H⁺ + A^–KatA  Kat⁺ + A^–Если в такой раствор добавить, например, соляную кислоту HCl  H⁺ + Cl^–, то ее ионы водорода будут связывать анионы соли, образуя слабуюкислоту (HA): H⁺ + A^–  HA.Если в раствор добавить, например, гидроксид натрия NaOH  Na⁺ + OH^–, то гидроксид-ионы свяжутся ионами водорода кислоты, образуя воду: HA + OH^– H₂O + A^–б)растворы, содержащие слабые основаня (KatOH) и их соли (KatA) – основные буферные растворы: KatOH  Kat⁺ + OH^–KatA  Kat⁺ + A^–Если в такой раствор добавить, например соляную кислоту HCl  H⁺ + Cl^–, то ее ионы водорода будут связывать гидроксид-ионы основания, образуя воду: KatOH + H⁺ H₂O + Kat⁺

Если в раствор добавить, например гидроксид натрия

NaOH  Na⁺ + OH^–, то его гидроксид-ионы свяжут катионы соли, образуя слабое основание: Kat⁺+ OH^– KatOHв) растворы кислых солей слабых кислот (гидрокарбонаты, гидрофосфаты и др.), а также растворы аминокислот.Буферные свойства кислых солей обусловлены тем, что их анионы в кислотно-основных реакциях могут выполнять двойную функцию: за счет имеющихся ионов водорода нейтрализовать щелочь или связывать ионы водорода с образованием слабых кислот.Например, в растворе гидрофосфата натрия протекают следующие реакции электролитической диссоциации: Na₂HPO₄  2Na⁺ + HPO₄²^–, HPO₄²^–  H⁺ + PO₄³^–Если в такой раствор добавить, например, соляную кислоту HCl  H⁺ + Cl^–, то ее ионы водорода будут связывать фосфат-ионы, образуя слабые кислоты (гидрофосфат-ионы или молекулы фосфорной кислоты):PO₄³^–+ H⁺ HPO₄²^–, HPO₄²^– + H⁺  H₂PO₄^–, H₂PO₄^– + H⁺  H₃PO₄Если в раствор добавить щелочь, например NaOH: NaOH  Na⁺ + OH^–, то гидроксид-ионы свяжутся с гидрофосфат-ионами соли, образуя воду:HPO₄²^– + OH^–  PO₄³^– + H₂OРасчет pH буферных растворова) кислотные буферные растворы.Как отмечалось выше, в их состав входят слабые кислоты и их соли:HA  H⁺ + A^–KatA  Kat⁺ + A^–Напишем выражение константы диссоциации кислоты:С учетом того, что кислота слабая, к тому же ее диссоциация подавлена в присутствии одноименных анионов ее соли, можно считать, что [HA] = С(HA) и [A^–] = С_соли. Тогда выражение константы преобразуется в следующее:^,откуда

[H⁺] = K_a

(6.8.1)

Соответственно pH такого раствора: pH = – lg[H⁺] = pK_a + pС(HA) – pС_солиПример. Рассчитать pH раствора при С(HF) = 0,2 M и С(KF) = 0,1 M.Решение: буфер кислотный, следовательно [H⁺] = K_a ; [H⁺] = K_HF = 6 = 1,2 M, тогда pH = 2,92.б) основные буферные растворы.В их состав входят слабые основания и их соли:KatOH  Kat⁺ + OH^–KatA  Kat⁺ + A^–Напишем выражение константы диссоциации слабого основания:С учетом того, что основание слабое, к тому же его диссоциация подавлена в присутствии одноименных анионов его соли, можно считать, что [KatOH] = С(KatOH) и [Kat⁺] = С_соли. Тогда выражение константы преобразуется в следующее: = , откуда

[OH^–] = ^,

(6.8.2)

тогда pOH = – lg[OH^–] = pK_b + pC(KatOH) – pC_солиpH = 14 – pOH = 14 – pK_b – pC(KatOH) + pC_солиПример. Рассчитать pH буферного раствора, состоящего из аммиака с молярностью 0,2 М и хлорида аммония, С(NH₄Cl) = 0,2 M.РешениеДля основного буфера:[OH^–] = = =1,8 , тогда pOH = 4,74; pH = 10,26.Из формул (6.8.1) и (6.8.2) следует еще одно свойство буферных растворов: их кислотность не меняется при разбавлении. Действительно, при разбавлении растворов концентрации веществ, входящих в числитель и знаменатель дроби в выражениях (6.8.1) и (6.8.2), меняются в равное число раз.

7 Гидролиз солей

Гидролиз – это частный случай обменных реакций, в которых реальные или потенциальные ионы растворенного вещества заменяются на ионы воды. Обменные реакции, в которых в которых составные части растворенного вещества связываются с ионами воды, образуя слабые кислоты и (или) слабые основания, называют реакциями гидролиза.Как и другие реакции обмена, гидролиз возможен в случае, если его продуктами оказываются слабые электролиты (или неэлектролиты), а также малорастворимые продукты (твердые или газообразные).Гидролизу подвергаются многие вещества, как органические, так и неорганические: соли, галогенангидриды, эфиры, жиры и др. При растворении солей в воде большинство их под влиянием молекул растворителя полностью диссоциируют на катионы и анионы:Kat_xA_y xKat^y⁺ + yA^x^–Вода – один из слабейших неорганических электролитов – хотя и в малой степени, но также диссоциирует на ионы, при этом одновременно с реакцией диссоциации протекает обратная реакция – ассоциация ионов H⁺ и OH^–с образованием молекул воды: HOH H⁺ + OH^–В чистой воде молярные концентрации ее ионов одинаковы, поэтому pH = 7 (см. тему «Диссоциация электролитов»). Если в растворе появляются ионы соли, то баланс между ионами H⁺ и OH^– может нарушиться. Так, если катионам соли соответствует слабое основание, то они могут конкурировать с ионами водорода за связывание гидроксид-ионов, в результате чего ионы H⁺ окажутся в избытке, и раствор будет подкисляться:Kat^y+ + H–OH (Kat–OH)^(y–1)+ + H⁺Если анионам соли соответствует слабая кислота, то они могут конкурировать с гидроксид-ионами за связывание ионов водорода, в результате чего ионы OH^– окажутся в избытке, раствор будет подщелачиваться:A^x– + H–OH

(H–A)^(x–1)–+ OH^–
Таким образом, из солей гидролизуются те, в состав которых входят катионы слабого основания и (или) анионы слабой кислоты. Чем слабее электролит, образующийся при гидролизе, тем более полно протекает гидролиз.
Если заряды (x, y) гидролизующихся ионов соли больше единицы, то такие реакции протекают в несколько стадий (ступеней).

Например, катионы алюминия, связывая гидроксид-ионы воды, могут образовать гидроксоалюминат-, дигидроксоалюминат-катионы и молекулы гидроксида:
Al³⁺ + HOH AlOH²⁺+ H⁺ – первая ступень;

AlOH²⁺ + HOH Al(OH)₂⁺+ H⁺– вторая ступень;

Al(OH)₂⁺ + HOH Al(OH)₃+ H⁺– третья ступень.
Сульфид-ионы могут связывать ионы водорода, образуя гидросульфид- ионы и молекулы сероводорода:

S^2–+ HOH HS^– + OH^–– первая ступень;

HS^– + HOH H₂S + OH^–– вторая ступень.
Уравнения реакций гидролиза

При написании ионных и молекулярных реакций гидролиза рекомендуется следующая последовательность их составления:

а) написать уравнение диссоциации соли и выделить ионы, способные участвовать в гидролизе;

б) написать уравнение реакции этих ионов с молекулами воды (сокращенное ионно-молекулярное уравнение гидролиза);

в) добавить в уравнение (б) ионы соли, не участвующие в гидролизе (получится полное ионно-молекулярное уравнение);

г) соединить катионы и анионы в левой и правой частях уравнения (в) с образованием соответствующих электролитов (получится молекулярное уравнение гидролиза).
Примеры

Гидролиз солей слабых оснований:

– соли, образованные однозарядным катионом слабого основания:
NH₄NO₃ NH₄⁺ + NO₃^– – уравнение диссоциации

Источник: https://files.student-it.ru/previewfile/274165

Смотрите также:

ЦЕНОВАЯ ПОЛИТИКА ПРЕДПРИЯТИЯ НА ПРИМЕРЕ ООО «ДНС РИТЕЙЛ»
_archivetempпротивовоспалительные
- Сопротивление изоляции 25
!Контрольная работа (задание)
!Фармакология препаратов для терапии заболеваний дыхательных путей
'Свадьба'. Керамика
«Предмет, метод предпринимательского права и принципы предпринимательского права» (Понятие предмета и метода российского предпринимательского права)
«Українська література в першій половині ХХ століття»
03
0303_Болкунов_ВО_ЛР1