Визначення концентрації іонів водню в розчинах кислот, основ і солей. Буферні розчини

Размещено на http://www.allbest.ru/

Размещено на http://www.allbest.ru/

Визначення концентрації іонів водню в розчинах кислот, основ і солей. Буферні розчини

1. Значення визначення концентрації водневих іонів в хімії та інших науках

Визначення концентрації водневих іонів має дуже велике начення в різних галузях хімії, технології, грунтознавства, геології, біохімії, медицини та інших наук. Утворення і розчинення більшої частини осадів, як, наприклад, гідроксидів, сульфатів, карбонатів, фосфптів залежить від концентрації водневих іонів. Багато процесів окиснення і відновлення як неорганічних, так і органічних речовин (в т. ч. біохімічні процеси) змінюють свій напрям на протилежний в залежнасті від зміни кислотності або лужності середовища. У виробництві соди та інщих мінеральних солей, флотаційному збагаченні руд, в харчовій промисловості, виробництві шкір, фарбуванні тканин і в безлічі інших випадків для правильної науково-обгрунтованої постановки технологічного процесу, необхідно враховувати вплив концентрації водневих іонів і вміти її визначити.

Особливо важливим є визначення концентрації водневих іонів в об'ємному аналізі, зокрема методі нейтралізації, який базується на кислотно-основних рівновагах.

Загальновідомо, що зручною величиною для визначення концентрації є pH-водневий показник:

pH=-lg[H⁺]

Розглянемо, як розраовуєтьсяя pH для різних кислот і основ, а також солей і буферних розчинів.

2. Розчини кислот

1) Сильні кислоти повністю дисоціюють у розведених розчинах. Тому можна прийняти, що

[H⁺]=C_кисл.

рН= - lg C_кисл.

Так, для 0,03н розчинуHCl знаходимо

pН= .

2) Слабкі кислоти

Для кислоти складу НА константа дисоціації дорівнює

, але

C_кисл =[HА] і [H⁺]= [А^-], тому

Зручно користовуватися величиною рК_кисл= - lg К_кисл

Приклад:

3) Багатоосновні кислоти

Розглядаємо константи ступінчатої дисоціації, наприклад, вугільної (карбонатної) кислоти:

Н₂СО₃ Н⁺+ НСО₃^-

НСО₃ ^- Н⁺+ СО₃^2-

(рК₁=6,5)

(рК₂=10,2)

Отже, друга константа дисоціації в 5000 раз менша першої, тому друга ступінь дисоціації не має практичного впливу на величину рН розчину слабкої кислоти. Крім того, слід мати на увазі, що концетрація дуже мала. Тому, наприклад, для 0,01н розчину карбонатної кислоти знаходимо

3. Розчини основ

Для визначення рН основ користуємось відомим співвідношенням:

рН+рОН=14 рН=14-рОН

Що стасується рОН, то він обчислюється абсолютно аналогічно розрахунку рН. Це видно з наступних прикладів:

1) Оючислити рН 0,002н розчину NaOH

pОH= - lg[ОH^-]= - lg C_кисл= - lg = -0,3+3= 2,7

рН=14-рОН=14-2,7=11,3

2) Оючислити рН 0,5н NaOH К_осн=

рК=

рН=14-2,5=11,5

4. Розчини солей

Вивід формул, для розрахунку рН розчинів солей є досить складною і довготривалою справою. Тому наводимо кінцеві формули для деяких видів.

1) Солі слабких кислот і сильних основ

Приклад: обчислити рН 0,1 м розчину оцтовокислого натрію.

2) Аналогічно обчислюється рН розчинів солі утворених сильними кислотами і слабкими основами

3) Середні солі багатоосновних кислот

Формула подібна до попередньої, однак, слід пам'ятати, що треба підставляти константи дисоціації останнього ступення дисоціації.

Приклад: обчислити рН 0,5 м розчину Na₃PO₄

Із довідника вибираємо для ортофосфорної кислоти рК₁=2.1, рК₂=7.2, рК₃=12.3 і користуємось останньою величиною.

4) Кислі солі

Концентрація водневих іонів в розчині кислої солі залежить від обох констант дисоціації двохосновної кислоти і мало залежить (в певних межах) від C_кисл. Тому формула має вигляд

Приклади:

а) обчислити рН 0,5 м розчину гідрокарбонату натрію.

З таблиць знаходимо для Н₂СО₃ рК₁= 6.5 і рК₂=10.2

(реакція розчину лужна)

б) обчислити рН 0,5 м розчину гідросульфату натрію

З таблиць знаходимо для Н₂SО₃ рК₁=1.8 і рК₂=7.2

(реакція розчину кисла)

розчин водневий іон хімія

5. Буферні розчини (буферні суміші)

У різних галузях хімії і технології велике значення мають буферні суміші. Здебільшого вони уявляють собою суміш розчинів слабких кислот з розчинами солей слабких кислот або слабких основ з їх солями.

Для кількісного аналізу вони уявляють інтерес тому, що при титруванні слабких кислот (основ) та їх солей в процесі нейтралізації утворюється розчин, який містить частину солі цієї кислоти (основи) та залишок вільної кислоти (основи).

Буферні розчини використовуються також для визначення рН (наприклад, градуювання рН-метрів), а також у якості середовища з постійним значенням рН при експерементальній розробці проблем хімії, біохіії тощо.

Для розрахунку рН буферного розчину скористаємось виразом константи дисоціації вільної слабкої кислоти

Проте у присутності соллі КА різко збільшується [А^-]. Можно прийняти що

[А^-]= C_солі [НА]= C_кисл.

Отже:

- lg[H⁺]=- - lg C_кисл - lg K_{кисл. +} lg C_сoлi..

Тобто

З формули видно, що рН буферних розчинів не залежить від абсолютних концентрацій солі і кислоти, а залежить тільки від їх співвідношення.

Тому рН буферного розчину не змінюєьбся при його розведенні. Якщо прилити буферну суміш до якогось розчину, який не містить власних власних кількостей інщих кислот, основ або сильногідралізованих солей, рН цього розчину буде відповідати рН буферної суміші.

Приклад: обчислити рН суміші 0.03н оцтової кислоти і 0.1н розчину ацетату натрію. Для СН₃СООН рК=4.8

Якщо розвести розчин в 10 раз, то рН розчину не зміниться, що видно з розрахунку

.

Размещено на Allbest.ru