1.9С буферні розчини. Гідроліз солей. Явище амфотерності

Буферні розчини. Механізм буферної дії. Розрахунок концентрації іонів водню та гідроксилу, а також рН і рОН у буферних розчинах. Використання у хімічному аналізі.

В деяких випадках при виконанні аналізу треба підтримувати на певному рівні величину рН розчину. Для цього використовують буферні розчини, які спроможні підтримувати постійне значення рН при додаванні до них невеликій кількості сильних кислот або луг, а також при розведенні. Буферна дія притаманна сумішам: слабої кислоти і її солі(кислотна буферна система); слабої основи і її солі(основна буферна система); кислих солей багато основних кислот. Механізм буферної дії засновано на тому, що замість сильних кислот і основ, які добавлені в буферний розчин, утворюються слабі кислоти чи основи і рН практично не змінюється. Розглянемо ацетатну буферну суміш:

CH₃COOH CH₃COO^- + H⁺,

CH₃COONa CH₃COO^- + Na⁺.

При додаванні сильної кислоти, вона взаємодіє з іонами CH₃COO^- з утворенням слабого електроліту CH₃COOH:

CH₃COO^- + H⁺ CH₃COOH.

При додаванні сильної основи вона взаємодіє з кислотою з утворенням слабого електроліту – води:

CH₃COOH + NaOH CH₃COONa + H₂O.

При розведенні водою буферна суміш зберігає постійне рН завдяки збільшенню ступеню іонізації при розведенні(закон розведення Оствальда).

Буферні системи характеризуються величиною рН і буферною ємністю.

Буферна ємність характеризується кількістю молей сильних кислоти чи основи, які при додаванні до буферної суміші змінюють 1літр її на одну одиницю рН. Буферна ємність збільшується при збільшені концентрації обох компонентів і зменшується при розведенні. Буферні розчини з однаковою концентрацією компонентів мають максимальну буферну ємність.

Значення рН у буферних розчинах визначається константами дисоціації слабих кислот чи основ, а також концентраціями компонентів буферної суміші. Для ацетатної буферної суміші константа кислотності:

.

Звідки концентрація іонів гідрогену:

.

У присутності сильного електроліту – солі, дисоціація оцтової кислоти практично подавлена, тому рівноважна концентрація іону [CH₃COO^-]=C_сол. дорівнює концентрації солі, а рівноважна концентрація кислоти = концентрації кислоти [CH₃COOH]=Ck.Враховуючи це, маємо:

,

.

Для амонійної буферної суміші:

NH₄OH NH₄⁺ +OH^-,

NH₄Cl NH₄⁺ + Cl^-,

концентрація іонів гідрогену і рН розчину розраховуються за формулами:

,

.

Буферні розчини широко розповсюджені у природі. Наприклад кров людини має постійне значення рН=7,4, яке утворюється буферною системою крові. Буферні розчини застосовуються при визначенні твердості води комплексонометричним титруванням, при відділенні іонів барію від іонів кальцію, та в багатьох інших випадках.

Гідроліз солі. Використання явища гідролізу в аналітичній хімії. Ступінь і константа гідролізу. Зміщення рівноваги у розчинах солей, що гідролізуються. Розрахунок рН і рОН.

При розчинені у воді солі можлива взаємодія іонів розчиненої солі з іонами, які утворюються при дисоціації води. Таку взаємодію розчиненої речовини з розчинником звуть сольволізом, а якщо розчинник вода – гідролізом. Гідроліз супроводжується зміненням рН розчину, що пов’язане зі зміщенням рівноваги процесу дисоціації води внаслідок утворення мало дисоційованих або малорозчинних сполук. Реакції гідролізу впливають на виконання аналізу і їх треба враховувати, наприклад, при визначенні точки еквівалентності при титруванні слабких кислот чи основ. Гідроліз також використовується в аналітичній хімії при розділені іонів, виявлення окремих іонів, регулювання кислотності і лужності аналізуємих розчинів.

Спроможність солей гідролізуватися характеризується ступенем гідролізу – відношенням концентрації гідролізованої частини солі С_г до її загальної концентрації С₀:

h_г= ,

а рівноважний стан реакції гідролізу характеризується константою гідролізу К_г.

Ступінь гідролізу пов’язана з константою дисоціації слабкого електроліту, що утворюється під час гідролізу. Чим менша константа дисоціації, тим більша ступінь гідролізу і тим більше середовище розчиненої солі відрізняється від нейтрального.

Перебігання реакції гідролізу і рН розчину залежать від різноманітних факторів і в першу чергу від природи катіону і аніону, що утворюють сіль.

Сіль, утворена катіоном одно кислотної сильної основи і аніоном одноосновної слабкої кислоти.

Розглянемо розчин у якому знаходиться сіль KCN, що піддається гідролізу. У цьому розчині перебігають такі реакції:

Реакція дисоціації солі як сильного електроліту: КСN K⁺ + CN^-.

Реакція дисоціації води як слабкого електроліту: H₂O H⁺ + OH^-.

Сумарна реакція: КСN + H₂O KOH + HCN.

Сумарна реакція у іонному вигляді: СN^- + H₂O OH^- + HCN.

Кажуть, що така сіль гідролізується по аніону. Внаслідок зв’язування у слабкий електроліт HCN іонів гідрогену зміщується рівновага процесу дисоціації води, в розчині накопичуються іони ОН^-, і середовище розчину набуває лужну реакцію (рН>7).

Константа рівноваги для цієї реакції має вигляд:

.

Зважаючи на те, що реакція проходить у водному середовищі, зміною концентрації Н₂О можна знехтувати, прирівняти рівноважну концентрацію води її загальній концентрації [H₂O] ≈ C_H2O, яка залишається постійною. Тому можна записати:

=К_г,

К*С_Н2О = К_г – константа гідролізу.

Якщо в це рівняння замість [OH⁻] підставити її значення , що витікає з рівняння іонного добутку води [OH⁻] = K_w/[H⁺], то отримаємо:

= , К_к = .

К_к - константа дисоціації кислоти HCN H⁺ + CN^-.

З реакції гідролізу витікає, що рівноважні концентрації продуктів гідролізу дорівнюють одна одній [HCN] = [OH⁻] = С_г =h_г*С₀ . Рівноважна концентрація солі, що не прогідролізувалась, дорівнює різниці між загальною концентрацією солі C₀ і концентрацією солі, що прогідролізувалась:

[CN⁻] = C₀ - С_г = C₀ - h_г*С₀.