Вопрос 28 Ионное произведение воды . Водородный показатель рН . Понятие о буферных растворах

Определение: ионное произведение воды – величина постоянная при данной температуре для воды и любых водных растворов, равная произведению концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов, т.е. 10-14. Водородный показатель (рН) – количественная характеристика кислотности среды. Он равен отрицательному десятичному логарифму концентрации свободных ионов водорода в растворе: рН = -lg[H+]. Например, если [Н+] =10-5 моль/л, то lg10-5 = 5, т.е. рН =5. Иногда кроме рН используют показатель рОН, который равен -lg[OH-]. Логарифмируя ионное произведение воды, получим:

lg[H+] + lg[OH-] = -14, или рН + рОН = 14 ( при 25*)

В нейтральной среде концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов, а её рН =7. В кислой среде концентрация ионов водорода больше, чем концентрации гидроксид-ионов, а рН < 7. В щелочной среде концентрация ионов водорода меньше, чем концентрации гидроксид-ионов, а, следовательно, рН такой среды >7.

Таблица. Зависимость среды раствора от концентрации ионов Н+ и ОН- среда

Концентрация ионов водорода [Н+], моль/л

Концентрация гидроксид-ионов [ОН-], моль/л

рН среды:

Нейтральная Кислая Щелочная

10-7 >10-7 <10-7

10-7 <10-7 >10-7

7 <7 >7

Водородный показатель широко используется для характеристики кислотно-основных свойств различных растворов, в том числе и различных биологических сред. Значение рН оказывает влияние на протекание физико-химических процессов в живых организмах, технологических процессов на производстве, в сельском хозяйстве, природе. Растворы, содержащие одновременно какую-либо слабую кислоту и ее соль или какое-либо слабое основание и его соль, оказывающие буферное действие, называют буферными растворами. Буферные растворы (англ. buffer, от buff — смягчать удар) — растворы с определённой устойчивой концентрацией водородных ионов; смесь слабой кислоты с сопряженным основанием (напр., СН3СООН и CH3COONa — ацетатный буфер) или слабого основания и сопряженной кислоты (напр., NH3 и NH4CI — аммиачный буфер).[1] Величина рН буферного раствора мало изменяется при добавлении небольших количеств свободной сильной кислоты или щёлочи, при разбавлении или концентрировании. Буферные растворы широко используют в различных химических и биохимических процессах. Буферные растворы имеют большое значение для протекания реакций в живых организмах. Например, в крови постоянство водородного показателя рН (химический гомеостаз) поддерживается тремя независимыми буферными системами: бикарбонатной, фосфатной и белковой. Известно большое число буферных растворов (ацетатно-аммиачный буферный раствор, фосфатный буферный раствор, боратный буферный раствор, формиатный

Вопрос 29 Гидролиз солей . Механизмы гидролиза

Гидролиз солей - взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита.

Различают три типа гидролиза:

1. Гидролиз по аниону - гидролиз соли образованной сильным основанием и слабой кислотой (например Na2CO3, Na2S, CH3COOK, Na2SiO3, LiCN, K3PO4). В результате гидролиза по аниону будет происходить подщелачивание среды (pH > 7). Примеры гидролиза по аниону

2. Гидролиз по катиону - гидролиз соли образованной слабым основанием и сильной кислотой (например CuCl2, Zn(NO3)2, Al2(SO4)3, ZnBr2, Pb(NO3)2, Cr2(SO4)3). В результате гидролиза по катиону будет происходить подкисление среды (pH < 7). Примеры гидролиза по катиону

3. Гидролиз по аниону и катионы (полный гидролиз) - гидролиз соли образованной слабым основанием и слабой кислотой (например Na2CO3, Na2S, CH3COOK, Na2SiO3, LiCN, K3PO4). В результате полного гидролиза среда остается нейтральной (в зависимости от силы образовавшейся кислоты и основания возможно небольшое подщелачивание или подкисление среды (pH ~ 7). Примеры полного гидролиза

Соли образованные сильной кислотой и сильным основанием гидролизу не подвергаются.

Степень гидролиза измеряется отношением коли–чества гидролизованного вещества к общему коли–честву растворенного вещества.

Степень гидролиза зависит от природы соли, ее кон–центрации и температуры. Согласно закону действую–щих масс степень гидролиза возрастает с разбавлением раствора. Так, при концентрации Na2CO3 0,001 моль/л степень гидролиза составляет 34%.

В общем случае справедливы следующие законо–мерности.

1. Гидролиз соли должен усиливаться с повыше–нием температуры и разбавлением раствора.

2. При обратимом гидролизе в соответствии с прин–ципом Ле Шателье процесс должен подавляться при подкислении (если эта соль образована сильной кис–лотой и слабым основанием, накапливаются ионы Н) или при подщелачивании (если соль образована сла–бой кислотой и сильным основанием, накапливаются ионы ОН).

3. Гидролиз солей, в результате которого образуются малорастворимые или газообразные продукты, удаляю–щиеся из сферы реакции (принцип смещения равнове–сия), необратим. Например, гидролиз Pb(SO4)2 проте–кает полностью вследствие образования осадка PbO2:

Pb(SO4)2 + 2Н2O → PbO2 + 2H2SO4.

Гидролиз характерен для многих классов неоргани–ческих и органических соединений. Гидролиз неорга–нических соединений важен для оценки их токсично–сти. Гидролиз органических соединений применяют для получения ценных продуктов из древесины, жиров, эфиров и иного, но особенно важную роль гидролиз играет в жизнедеятельности живых организмов