9.2.4. Буферные растворы

Кислотно-основными буферными растворами называются растворы, величина рН которых мало изменяется при добавлении к ним сильных кислот или щелочей, а также при разбавлении.

По составу буферные растворы можно разделить на два типа. Они обычно состоят из двух компонентов – слабой кислоты и ее соли (кислотный буфер) или слабого основания и его соли (основный буфер).

Кислотные буферные растворы

Примером кислотного буфера может служить ацетатный буферный раствор, который содержит смесь уксусной кислоты и ацетата натрия (СН₃СООН + СН₃СООNа). Этот буферный раствор в зависимости от соотно­шения кислоты и соли имеет слабокислую реакцию среды (рН 4-6). Действие его можно объяснить следующим образом.

При добавлении к такому раствору кислоты она взаимодействует с со­лью и вытесняет эквивалентное количество слабой кислоты:

СН₃СООNa + HCl ⇄ CH₃COOH + NaCl

В растворе вместо сильной кислоты образуется слабая, и поэтому вели­чины рН уменьшается очень незначительно.

Если к этому буферному раствору прибавить щелочь, она нейтрализу­ется слабой кислотой, и в растворе образуется эквивалентное количество со­ли:

СН₃СООН + NaOH ⇄ CH₃COONa + Н₂О.

В результате рН практически не изменяется.

К кислотным буферным растворам относятся гидрокарбонатный, кар­бонатный и фосфатные буферные растворы.

Основные буферные растворы

Примером может служить аммонийный буфер, содержащий гидроксид аммония и хлорид аммония (NH₄OH + NH₄Cl). Этот буферный раствор имеет значение рН 8-10. Действие его объясняется следующим образом.

При добавлении к этой смеси сильной кислоты она будет нейтрали-зова­на гидроксидом аммония.

NH₄OH + HCl ⇄ NH₄Cl + Н₂О.

В результате рН практически не меняется.

Если же добавить щелочь, то она взаимодействует с солью, и при этом вместо сильного основания (NaOH) образуется слабое основание (NH₄OH):

NH₄Cl + NaOH ⇄ NH₄OH + NaCl

Слабый гидроксид значение рН меняет незначительно.

Карбонатные и фосфатные буферные растворы, а также буферные рас­творы, состоящие из белков, поддерживают постоянное значение рН крови и других биологических жидкостей. В организме человека ежесуточно образу­ется количество кислоты, эквивалентное 2,5 л концентрированной соляной кислоты (угольная, молочная, масляная кислоты). В меньшей степени образуются основания (аммиак). Благодаря наличию буферных систем рН крови остается постоянным (7,4 ∓ 0,04).

Тема 10. Окислительно-восстановительные реакции

“Целесообразно принять за основание систематики неорганических веществ сродство элементов и радикалов к электричеству… Атомность вернее всего определяется числом электрических зарядов, принимаемых атомом…”

Р. Абегг, Г. Бодлендер

10.1. Понятие окислительно-восстановительных реакций

Все многообразие химических реакций можно разделить на две группы:

1. Реакции, протекающие без изменения степени окисления реагирующих веществ. К ним относятся:

1.1. Реакции обмена, например реакции нейтрализации:

_{+1 +5 -2 +1 -2 +1 +1 +5 -2 +1 -2}

HNO₃ + NaOH = NaNO₃ + H₂O ;

К этому же типу относится реакция получения пены в химических огнетушителях типа ОХП, где после смешения водных растворов кислоты и гидрокарбоната натрия NaHCO₃ (питьевой соды) происходит химическая реакция, сопровождающаяся выделением углекислого газа CO₂, по уравнению:

_{+1 +1 +4 -2 +1 +6 -2 +1 +6 -2 +4 -2 +1 -2}

2NaHCO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2CO₂ + 2H₂O .

1.2. Некоторые реакции соединения, например, реакция взаимодействия раствора гидроксида кальция (известковой воды) Са(ОН)₂ с углекислым газом CO₂ используется как для обнаружения углекислого газа, так и для поглощения углекислого газа из воздуха:

_{+2 -2 +1 +4 -2 +1 -2 +2 +1+4 -2}

Ca(OH)₂ + CO₂ + H₂O = Ca(HCO₃)₂ ;

1.3. Некоторые реакции разложения, например, обжиг известняка, приводящий к получению негашеной извести CaO и углекислого газа:

_{+2 +4 -2 +2 -2 +4 -2}

CaCO₃ = CaO + CO₂ .

2. Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления реагирующих веществ. К данному типу относятся большое число реакций окисления - восстановления. Примерами некоторых из них являются:

2.1. Реакции горения, например, горение серы:

_{0 0 +4 -2}

S + O₂ = SO₂ ;

2.2. Некоторые реакции разложения, например, разложение нитрата аммония (аммонийной селитры) NH₄NO₃ при нагревании:

_{-3 +1 +5 -2 -3 +1 +3 -2 0}

NH₄NO₃ = NH₄NO₂ + O₂ .

Образующийся нитрит аммония NH₄NO₂, в свою очередь, может подвергнуться дальнейшему разложению. При этом также протекает окислительно-восстановительная реакция разложения

_{-3 +1 +3 -2 0 +1 -2}

NH₄NO₂ =N₂ + 2H₂O .

2.3. Реакции замещения, например, вытеснение менее активных металлов из растворов их солей более активным металлом:

_{0 +2 +6 -2 0 +2 +6 -2}

Fe + CuSO₄ = Cu + FeSO₄ .

Окислительно-восстановительные процессы принадлежат к числу наиболее распространенных химических реакций. Окисление - восстановление - один из важнейших процессов природы. Дыхание, усвоение углекислого газа растениями с выделением кислорода, обмен веществ и ряд других биологических процессов в основе своей являются окислительно-восстановительными реакциями. Эти реакции лежат в основе получения элементарных веществ (например, железа, хрома, марганца, золота, серебра, серы, хлора, иода и т.д.), сложных веществ (например, аммиака, щелочей, серной, азотной и других кислот), электролитического осаждения металлов, процессов, происходящих в гальванических элементах и аккумуляторах.

Горение представляет собой окислительно-восстановительный процесс, протекающий с выделением тепла и света.