Ответы на теорию (1106639), страница 8

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла (страница 8)

28.

29. Буферные системы. Расчёт рН буферной системы на примере ацетатного буфера. Механизм действия ацетатного буфера.

Растворы, рН которых лишь незначительно изменяется при разбавлении или при добавлении к ним сравнительно больших количеств сильной кислоты или сильного основания, называются буферными. Буферные растворы или системы могут быть: смесью раствора слабой кислоты с её солью, например, СН3СООН и СН3СООNa, смесью раствора слабого основания и его соли, например NH3 и NH4Cl, смесью растворов 2х солей многоосновной кислоты, анионы которых содержат различные количества атомов водорода, например, NaH2PO4 и Na2HPO4. Водородный показатель рН буферного раствора можно рассчитать, зная концентрации составляющих его веществ. Покажем, как это делается, на примере ацетатного буферного раствора, концентрация уксусной кислоты в котором Ск, а её соли, например, ацетата натрия- Сс. Ацетат натрия является сильным электролитом и полностью распадается на ионы: СН3СООNa CH3COO-+Na+. Уксусная кислота является слабым электролитом, процесс её диссоциации обратим: СН3СООН CH3COO-+H+ и характеризуется соответствующей константой Кк= [СН3СОО-][Н+]\[СН3СООН],откуда [Н+]=Кк[СН3СООН]\[СН3СОО-]. Из уравнения видно, что концентрация ионов водорода в ацетатном буферном растворе определяется соотношением равновесных концентраций уксусной кислоты и ацетат- ионов. Равновесная концентрация недиссоциированной уксусной кислоты в растворе в соответствии с уравнением реакции равна: [СН3СООН]= Ск-[H+]. Равновесная концентрация ацетат- ионов складывается из 2 величин- концентрации ионов СН3СОО-, образовавшихся при диссоциации кислоты, и концентрации этих же ионов, которые образуются при полной диссоциации соли. Первая, как следует из уравнения, равна концентрации ионов водорода, а вторая- исходной концентрации Сс: [СН3СОО-]=Сс+[Н+]. Уксусная кислота является слабым электролитом и степень её диссоциации обычно невелика. В присутствии одноимённых ионов СН3СОО- равновесие реакции смещается в сторону недиссоциированных молекул СН3СООН, из- за чего концентрация ионов Н+ в смеси с уксусной кислоты и её соли меньше, чем в чистой кислоте. Поэтому в выражениях (последних) данной величиной можно пренебречь и принять равновесные концентрации уксусной кислоты и ацетат- ионов в буферном растворе приближённо равными их исходным концентрациям: [СН3СООН]=прибл.Ск, [СН3СОО-]=приб. Сс.. подставив их в [Н+]=Кк[СН3СООН]\[СН3СОО-] получим: [Н+]=КкСк\Сс; рН=-lgCk\Cc= pKk- lgCk\Cc. Этот результат является общим для всех буферных растворов, приготовленных из слабой одноосновной кислоты и её соли. Значения их рН определяются константой диссоциации кислоты и отношением концентраций кислоты и соли. При равных концентрациях кислоты и соли рН=рКк. Это соотношение так же используется для экспериментального определения констант диссоциации слабых кислот. Поясним теперь механизм буферного действия на конкретном примере. Для этого вычислим как изменяется рН ацетатного буфера в 1л которого содердится 1 моль СН3СООН и 1мол СН3СООNa после добавления к нему 0,1 моль сильного основанияNaOH или 0,1 моль сильной кислоты НCl. СН3СООН+ NaOH= CH3COONa+ H2O, CH3COONa+ HCl= CH3COOH+ NaCl. Очевидно, что при добавлении сильного основания гидроксид- ионы свяжут часть ионов водорода, образующихся при диссоциации кислоты, в слабый электролит- воду и равновесие СН3СООН CH3COO-+H+ сместится вправо. При этом равновесна концентрация кислоты в растворе уменьшится на величину 0,1 моль\л, а равновесная концентрация ацетат- ионов увеличится на столько же. Рассчитаем рН полученного раствора: рН= рКк- lg[CH3COOH]\[CH3COO-]= 4,75- lg1(-0,1)\1+0,1= 4,84. Полученное значение 4,84 отличается от исходной величины 4,75 только на 0,9 единицы рН. Есои учесть то, что точность измерения рН обычно составляет +- 0,05, подобное изменение окажется незаметным (добавление такого же количества сильного основания к 1 л чистой воды изменит рН с 7 до 13, то есть на 6 единиц. ) при введении в 1 л буферного раствора 0,1 моль сильной кислоты, образующиеся при её диссоциации ионы Н+ свяжутся с имеющимися в растворе ацетат- ионами СН3СОО- в молекулы СН3СООН. В результате концентрация уксусеой кислоты увеличится на 0,1моль\л, а концентрация соли уменьшится на столько же. рН= рКк-lg[СР3СООН]\[СН3СОО-]= 4,75- lg(1+0,1)\1-0,1= 4,66. В этом случае рН раствора уменьшится на 0,09(при введении такого же количества сильной кислоты в воду рН изменится с 7 до 1). Разумеется, если добавлять большие количества вещества, то рН изменится сильнее. Количество кислоты или щёлочи, вызывающие изменения рН буферного раствора на 1, называются его буферной ёмкостью. Буферные растворы используются для калибровки рН- метров, а также в качестве среды проведения химических и биохимических реакций, в ходе которых надо поддерживать постоянную величину рН. Благодаря различным природным буферным системам поддерживаются постоянные значения концентраций ионов Н+ и ОН- во внутри и внеклеточных жидкостях живых организмов, почвах, природных водах. Например, значение рН плазмы крови 7,4, обеспечивается гидрокарбонатной и фосфатной буферными системами, а так же буферным действием находящихся в крови белков.

30. Растворы, рН которых лишь незначительно изменяется при разбавлении или при добавлении к ним сравнительно больших количеств сильной кислоты или сильного основания, называются буферными. Буферные растворы или системы могут быть: смесью раствора слабой кислоты с её солью, например, СН3СООН и СН3СООNa, смесью раствора слабого основания и его соли, например NH3 и NH4Cl, смесью растворов 2х солей многоосновной кислоты, анионы которых содержат различные количества атомов водорода, например, NaH2PO4 и Na2HPO4. Водородный показатель рН буферного раствора можно рассчитать, зная концентрации составляющих его веществ. Для расчётов рН буферных систем , содержащих слабое основание и его соль, например для аммиачного буферного раствора, можно получить выражение [ОН-]=К0С0\Сс, рН=14- рК0+lgС0\Сс, где С0 и Сс- исходные концентрации основания и его соли, а К0- константа диссоциации слабого основания, из уравнений рН=14- рК0+lgС0\Сс, рН=-lgCk\Cc= pKk- lgCk\Cc следует, что рН буферного раствора остаётся постоянным при разбавлении раствора, поскольку отношение концентраций кислоты и соли Ск\Сс или основания и соли С0\Сс при этом не изменяется. Буферные растворы используются для калибровки рН- метров, а также в качестве среды проведения химических и биохимических реакций, в ходе которых надо поддерживать постоянную величину рН. Благодаря различным природным буферным системам поддерживаются постоянные значения концентраций ионов Н+ и ОН- во внутри и внеклеточных жидкостях живых организмов, почвах, природных водах. Например, значение рН плазмы крови 7,4, обеспечивается гидрокарбонатной и фосфатной буферными системами, а так же буферным действием находящихся в крови белков.

31. Равновесие осадок-раствор. Произведение растворимости. Условия выпадения и растворения осадков.

В насыщенных растворах сильных электролитов между твёрдой фазой и ионами в растворе устанавливается равновесие: Cat nAnm nCatв степени p+ + mCat встепени q-, которое описывается константой. К= а в степени n, как индекс Cat в степени р+* а в степени m,как индекс An в степени q-. Активность твёрдой фазы не входит в уравнение, так как она равна 1. Если электролит малорастворим, то ионная мю раствора стремится к 0, а коэффициент активности ионов f- к 1, поэтому активности в выражении можно заменить на концентрации и получить константу, которая называется произведением растворимости ПР соединения. ПР= [Cat в степени р+]n[Anв степени q-]m. Итак, ПР малорастворимого электролита называется произведение концентраций ионов, образующих данный электролит в степенях равных их стехиометрическим коэффициентам. ПР- постоянная величина для данной температуры, давления и растворителя. Численные значения ПР различных веществ в воде при стандартной температуре приводится в соответствующих таблицах. Кроме того, их их можно рассчитать по стандартным значениям энергии Гибса образования кристаллических веществ и составляющих их ионов в растворе. По значениям ПР можно вычислить растовримость вещества в воде и наоборот, зная растворимость, можно получить ПР. например, для СaF2 при 25. ПР=[Ca(2+)]*[F-]в квадрате= 3,11*10 в степени -11. Является константой равновесия процесса CaF2,k Ca(2+)p+2F-p. Каждый моль растворённой соли даёт 1 моль катиона Са(2+) и 2 моль аноионов F(2-). Если обозначить растворимость (моль\л) CaF2 в воде при стандартной температуре за х, то концентрация ионов Са(2+) в насыщенном растворе будет так же равна х, а ионов F—2х. тогда можно выразить ПР из х: ПР= х*(2х)в квадрате= 4хв квадрате= 3,45*10 в степени -11, и вычислить значение х: х= кубический корень из 3,45*10в -11\ 4= 2,05 * 10в -4 моль\л. Точно рассчитать растворимость по ПР можно только в том случае, если ионы, присутствующие в растворе, не гидролизуютсяи не образуют молекул слабых электролитов. Если такие взаимодействия есть, то равновесие реакции смещается вправо и растворимость вещества увеличивается. Например, экспериментально определённые растворимости судьфидов переходных металлов на порядки больше величин, рассчитанных исходя из их ПР. взаимодействием ионов с молекулами растворителя, т.е. гидролизом, в некоторых случаях можно пренебречь. Например, фторид- ионы, присутствующие в растворе С F2, отщепляют от молекулы воды протон F-+H2O HF+OH-, однако константа этого процесса очень мала (10 в -11). Зная значение Пр, можно определить, проходит ли при заданных концентрациях ионов осаждение или растворение осадка. Для этого вычисляется Произведение концентраций катионов и анионов в степенях, равных их стихеометрическим коэф. , и полученный результат сравнивают с ПР. если произведение меньше ПР, то осадок должен раствориться, если больше, то осадок должен выпасть. Расчёты с использованием ПР можно проводить не только для малорастворимых солей, в большинстве своём полностью диссоциирующих в растворе на ионы, но и для слабых электролитов, таких как гидроксиды большинства металлов. В этих случаях вычисления дают приближённые результаты, обладающие, однако, практической ценностью. Например, по значениям ПР можно с приемлемой точностью определять величины рН, при которых осаждаются малорастворимые гидроксиды. Вычислим, при какой концентрации ОН- начинается образование осадка Cu(OH)2 при добавлении к 0,01 М раствору растворимой соли меди концентрированного раствора NaOH. Изменением объема в данном случае будем пренебрегать. ПР(Cu(OH)2)= 2*10 в -20= [Cu(2+)][OH-]2= 10в -2*[ОН-], откуда, [OH-]=корень из 2*10 в -20\0,01= 1,4*10 в -9, рН=5,15. Экспериментально установленная величина рН прикоторой выпадает осадок равна 5, почти совпало. Из определения произведения растворимости как константы равновесия следует, что при увеличении концентрации одного из ионов в растворе происходит у уменьшение равновесной концентрации другого. Поэтому если ввести в раствор над осадком малорастворимого электролита соль, имеющую с ним общий ион. То растворимость соли понизится. . электролиты, не имеющие общих ионов с малорастворимыми соединениями, также влияют на на его растворимость. Это происходит по причине увеличения ионной силы раствора нал осадком, вследствии чего вохникает заметное различие между активностями ионов, участвующих в равновесии, и их концентрациями. В этом случае при расчёте ПР необходимо использовать активности ионов. При введении в раствор над осадком малорастворимого электролита вещества с одноимённым ионом, ионная сила раствора тоже увеличится. Однако влияние этого фактора на растворимость гораздо меньше, чем непосредственно влияние одноимённого иона. Для того, что бы сместить равновесие между осадком и раствором малорастворимого электролита в сторону растворения осадка, нужно каким- либо способом уменьшить концентрацию ионов в растворе. Например, если добавить в насыщенный раствор CaCO3 сильную кислоту, ионы Н+ свяжут имеющиеся в растворе карбонат- ионы в молекулы угольной кислоты, которая разлагается с выделением углекислого газа. СаСО3= Са(2+)р+ СО3(2-)р. 2Н+ Н2СО3Н2О+ СО2. В результате концентрация ионов СО3 в растворе уменьшается и фактическое произведение концентраций ионов Са(2+) и СО3(2-) окажется меньше ПР. для сохранения равенства ПР= произведение концентраций, часть осадка СаСО3 перейдёт в раствор. При добавлении достаточно большого количества кислоты можно растворить весь осадок. В избытке сильной кислоты можно растворить малорастворимые гидроксиды. Например при добавлении НCl к насыщенному раствору Fe(OH)3 в результате взаимодействия ионов Н+ с гидроксид- ионами образуется очень слабый электролит- вода, и равновесие Fe(OH)3 Fe(3+)+ 3OH-p + 3H+ 3H2O. Смещается вправо. Концентрацию ионов в растворе так же модно понизить связав один из них в прочный комплекс ион. AgI Ah+p+ I-p + 2S2O3(2-) [Ag(0S2O3)](3-). Или удалив из раствора за счёт окислительно- восстановительной реакции. СаС2О4,к  Ca+ C2O4(2-)p + 2MnO4-+16H+= 2CO2+ 2Mn(2+)+ 8H2O. В обоих случаях осадок будет растворяться.

32. Окислительно- восстановителная реакция. Составление О-В реакций в растворах ( метод электронно- ионного баланса.). продукты реакции в зависимости от рН среды растворов (на примере ионов марганца и хрома.)

ОВР принадлежат к числу наиболее распространённых хим. Процессов. Без них не оюходится ни одно промышленное производство. Получение простых в-в- Ме и неМе, получение важных неорганических соединний-аммиака, серной, азотной,уксусной кислот, работа двигателей внутреннего сгорания, аккумуляторов, гальванических и топливных элементов происходит за счёт ОВР. Дыхание и фотосинтез- тоже ОВР. Сначала под окисление подразумевали взамидействие простых в-в с кислородом с образованием оксидов. Воостановление- обратный процесс- отнятие кислорода и возвращение в-ву утраченных при окислении свойств. После введения в химию представлений об электронном строении атома, к ОВР стали относиь реакции, протекающие без участия кислорода. ОВР- реакция обмена электронами между атомами.ю молекулами и ионами: потеря- окисление, приобретение- восстановление. В-во, которое отдало электрон- восстановитеот, принявшее окислитель. Воостановление одного в-ва идёт только при условии окисления другого. Простейшим примром является реакция в которой из простых в-в образуется сложное, например NaCl: 2Na+ Cl2= 2NaCl. В ходе этой реакции атомы натрия теряют электроны и превращаются в положительно заряженные ионы, т.е окисляются, молекулы хлора ри этом приобретают 2 электрона и превращаются в 2 отрицательно заряженных иона, т.е восстанавливаются. Процессы отдачи и принятие электронов –полуреакции ОВР. При образовании в-в с ковалентными связями передача электронов не происходит и ионы не возникают, однако электронная плотность в молекулах смещается в сторону более электроотрицательного атома. В этих случаях, для того, чтобы написать полуреакцию, соответствующим процессам ОВР, пользуются степенями окисления. Например, при обазовании хлороводорода из простых в-в Н2+Cl2=2НCl атомам водорода в молекуле НСl приписывается степень окисления +1, а атомам хлора -1. После этого записывают полуреакции. Правила определения сьепен7и окисления. Степенью окисления атома называют его гипотетический заряд, вычисленный в предположении, что все полярные химические связи в молекуле этого соединения являются ионными. Правила:1. Сумма положительных и отрицательных в молекул равна нулю. 2. Щелочные металлы 2А группы во всех своих соединениях имеют степень окисления +1 и +2.3. степень окисления самого электроотрицательного элемента фтора во всех соединениях -1.4. для водорода характерна степень окисл +1.но в гидратахМе и в соединении с некоторыми неМе, электроотрицательность которых меньше, чем у водорода, степень его окисл -+1. 5. Кислород обычно -2. Исключение- соединения со фтором и соединение в которых 2 и более атома кислорода. 6. Положительная степень окисления не может быть больше номера группы, в которой этот элемент расположен. В ОВР окислитель принимает электроны, а это значит, что в его составе есть атомы, которые понижают свою степень окисления. Восстановитель- наоборот, отдаёт электроны, атомы в его составе повышают свою степень окисления. В каждой полуреакции в-во, содержащее атомы в более высоко степени окислении- окисленная форма а в более низкой- восстановленная.

Составление уравнений ОВР в растворах. Для того, чтобы написать ОВР , протекающую в смеси заданных в-в, необходимо знать её продукты. В некоторых случаях исход однозначен, а в других- нет. Единственная форма цинка- 2+, а единственная восстановленная форма фтора- -1. Иногда поведение хорошо известных восстановителей можно предсказать по аналогии с известными процессами. Например, известный окислитель перманганат калия KMnO4, реагируя с большим числом восстановителей, в кислой среде образует катионы марганца2, в нейтральной- нерастворимый в воде MnO2, а в сильнощелочной среде- ионы MnO4(2-). Предположительно, что в реакциях с неизученными свойствами он поведёт себя так же. Предсказуемо так же поведение другого окислителя- дихромата калия K2Cr2O7. В кислой среде –катион хрома 3+, в нейтральной нерастворимый гидроксид хрома 3, в щелочной гидроксокомплекс [Cr(OH)4]-. Но чаще всего продукты устанавливают экспериментально. Если все реагенты и продукты реакции известны, то соотношение между её участниками, т.е. подбор коэффициентов уравнения ОВР производится одним из 2 методов- метод электронного баланса или ионно- электронным методом. Метод электронно- ионного баланса основан на составлении уравнений полуреакций окисления и восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение. Хотя в уравнениях полуреакций фигурируют реально существующие частицы, эти уравнения ни в коем мере не отражают действительного механизма протекания ОВР. Как большинство хим. Уравнений, это просто запись. Для уравнивания числа атомов кислорода и водорода в ионно- электронном методе используются ионы Н+ и ОН-, так же молекулы воды. Правла: если реакция в кислой среде, то ни в левой, ни в правой части полуреакции не записываются ионы ОН-. Уравнение осуществляется за счёт ионов Н+ и воды. В щелочной среде ни в левой ни в правой частях полуреакции не должно быть ионов Н+. уравнение осуществляется за счёт ионов ОН- и воды. В нейтральной среде в левой части полуреакуии не должно быть ни ОН- ни Н+.в правой, среди продуктов, они могут быть. После сложения полуреакций одинаковые ионы сокращаются, а Н+ ОН- дают воду. Взаимодействие перманганата калия с сульфитом натрия в нейтральной среде. KMnO4+ Na2SO3+ H2O окислителем здесь является ион MnO4- , который принимает 3 электрона и переходит в оксид марганца 4. Два избыточных атома кислорода отнимаются у MnO4- с помощью 2 молекул воды, справа получатся 4 ОН-. это реакция восстановления. Восстановителем в реакции является ион сульфит- ион, отдаёт 2 электрона и переходит в сульфат- ион. – окисление. Т.к. справа на один кислород больше, добавляем молекулу воды и получаем уравнение полуреакции окисления. SO3(2-)+ H2O-2e SO4(2-)+2H+. прежде чем складывать реакции умножим их на 2 и 3. Будет равенство чисел электронов. Объеденим ОН- и Н+ в воду и сократим ихв левой и правой частях. Получили ионное уравнение.

Характеристики

Список файлов ответов (шпаргалок)