Материал: полезная метода

кислотообразующих веществ (солей, составленных из катиона слабого основания и аниона сильной кислоты и т. п.) с помощью растворов щелочной известной концентрации, называемых рабочими. В другом варианте (ацидиметрия) этот метод позволяет определять количества оснований и веществ основного характера (оксидов, гидридов и нитридов металлов, органических аминов, солей, составленных из катионов сильных оснований и анионов слабых кислот и т. п.) с помощью рабочих растворов кислот.

Метод кислотно-основного титрования используется в практике клинических, судебно-экспертных и санитарно-гигиенических исследований, а также при оценке качества лекарственных препаратов.

§4. Примеры решения типовых задач.

1. Сколько 0,5 М раствора ацетата натрия CH3COONa нужно прибавить к 100 мл 2М раствора уксусной кислоты СН3СООН, чтобы получить рН=4? (рКСН3СООН = 4,76).

Решение 1) В соответствии с уравнением Гендерсона-Гассельбаха

рН = рК lg(Cкисл/Ссоли)

lg(Cкисл/Ссоли) = рК рН = 4,76 4,00 = 0,76

Скисл/Ссоли = 5,754.

Т.к. в 100 мл 2 М раствора содержится 0,2 моля СН3СООН, получаем

0,2моль / Ссоли = 5,754; Ссоли = 0,2моль / 5,754 = =0,03475 моль.

Находим объем раствора концентрацией 0,5 М, в котором содержится 0,03475 моль СН3СООNa.

V0.03475моль 0,0695л 69,5мл

0.5моль/ л

2.Рассчитайте рН буферного раствора, полученного смешиванием

20,0 мл 0,100 моль/л уксусной кислоты и 30,0 мл 0,100 моль/л ацетата натрия. Коэффициенты активности ионов примите равными 1,00.

Решение:

Раствор, содержащий слабую уксусную кислоту СН3СООН и сопряженное основание СН3СОО– (ацетат-ион из ацетата натрия), является ацетатным буферным раствором.

1. Записываем уравнение протолитического равновесия в буферной

системе: СН3СООН(a) + H2O H3O+ + СН3СОО–(b)

2. Рассчитываем молярные концентрации уксусной кислоты и ацетата натрия в смеси:

79

0,100 20,0 0,0400моль/л

20,0 30,0

Cb C*(CH3COONa) C(CH3COONa) V(CH3COONa)

V(CH3COOH) V(CH3COONa)

0,100 30,0 0,0600моль/л

20,0 30,0

3.Рассчитываем равновесную концентрацию ионов оксония:

4. Вычисляем рН раствора:

рН = – lg a(H3O+) = – lg[H3O+] = – lg 1,17·10-5 = 4,93

3. Рассчитайте рН буферного раствора, полученного смешиванием равных объемов 0,200 моль/л гидрофосфата натрия и 0,300 моль/л ортофосфата натрия. Коэффициенты активности ионов примите равными 1,00 (Ка(НPO42–) = 4.68·10–13).

Решение: Раствор, содержащий слабую кислоту – HPO42– (ион HPO42– из гидрофосфата натрия) и сопряженное основание PO43– (ион PO43– из ортофосфата натрия), является ортофосфатным буферным раствором.

Помните, что в паре кислота – сопряженное основание, кислотой является частица с большим числом атомов водорода.

1. Записываем уравнение протолитического равновесия в буферной

системе:

HPO42–(a) + H2O H3O+ + PO43–(b)

2. Рассчитываем молярные концентрации гидрофосфата натрия и ортофосфата натрия в смеси:

Ca = 12 C(Na2HPO4) = 12 0,200= 0,100 моль/л

Cb =12 С(Na3PO4) = 12 0,300 = 0,150 моль/л

3. Вычисляем рН раствора, используя уравнение ГендерсонаГассельбаха:

§5. Задания для самостоятельного решения.

1. Рассчитайте рН буферного раствора, полученного смешиванием равных объемов 0,200 моль/л муравьиной кислоты и 0,300 моль/л формиата натрия. Коэффициенты активности ионов примите равными

1,00. Ответ: 3,93.

2. Рассчитайте рН буферного раствора, полученного смешиванием 30,0 мл 0,100 моль/л гидрокарбоната натрия и 20,0 мл 0,100 моль/л

80

карбоната натрия. Коэффициенты активности ионов примите равными

1,00. Ответ:10,12.

3.Рассчитайте рН буферного раствора, полученного смешиванием равных объемов 0,200 моль/л аммиака и 0,300 моль/л хлорида аммония. Коэффициенты активности ионов примите равными 1,00. Ответ: 9,07.

4.Рассчитайте буферную емкость плазмы крови, если для изменения рН от 7,36 до 7,00 к 100 мл крови было добавлено 36 мл 0,05 М раствора НСl. Ответ: 0,05 моль/л

5.Рассчитайте соотношение концентраций компонентов буферных систем для указанных значений pH и сделать вывод о эффективности данной буферной системы для поддержания постоянства рН = 7,36.

6.Рассчитайте рН буферного раствора 2,00 л которого содержит 0,200 моль гидрофосфата натрия и 0,600 моль дигидрофосфата натрия. Коэффициенты активности ионов примите равными 1,00.Ответ: 6,73.

7.Сколько граммов твердого формиата натрия необходимо растворить

в25 мл 0,03 М раствора муравьиной кислоты, чтобы получить в растворе pH4?

8.Какова буферная емкость по кислоте, если прибавление к 40 мл буферного раствора 15 мл 0,1 М раствора HCl вызвало изменение pH на единицу?

§6. Лабораторная работа «Приготовление буферного раствора с заданным рН»

Работа 1. Приготовление буферных растворов ОПЫТ №1. Приготовить 50мл 0,1М ацетатного буфера с заданным

значением pH (задание даёт преподаватель) из 0,1М раствора CH3COONa.

Константа диссоциации уксусной кислоты при данной ионной силе равна

3·10–5

81

ОПЫТ №2. Приготовить 50мл 0,02М фосфатного буфера с заданным значением pH из 0,02М раствора Na2HPO4 и 0,02М раствора NaH2PO4. Kд(H2PO4–) при данной ионной силе равна 1,6·10-7. Проверить pH приготовленных буферных растворов при помощи индикаторной бумаги или при помощи pH-метра.

В отчете должен быть проведён подробный расчёт соотношения объёмов компонентов данной буферной смеси и описан метод определения pH. Буферные растворы полученные в данной работе не выливать, а проделать с ними работу №2.

Работа 2. Влияние разбавления на pH буферных растворов.

В три стакана налить по 10мл, в четвертый 1мл одного из буферных растворов (например, ацетатного), приготовленного в работе №1. В раствор №1 добавьте 1 каплю 2N НСl, №2 – 1 каплю 2N NaOH, №3 – развести в 2 раза, а в№4 – в 100 раз.

При помощи индикатора определить pH полученных буферных растворов и сравнить с исходным значением pH. Сравнить цвет индикатора в исходном буферном растворе и в приготовленных растворах. В отчёте следует привести данные о наблюдаемых явлениях. Дать им объяснения.

Лекционный материал РНИМУ, кафедра общей и биоорганической химии

82

ТЕМА 7. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ.

Вопросы к занятию

1.Гидролиз и его виды.

2.Степень и константа гидролиза. Факторы, влияющие на степень гидролиза: температура, разбавление, рН среды.

3.Роль гидролиза в процессах жизнедеятельности организма.

§1. Гидролиз и его виды.

Гидролизом называется обменная реакция взаимодействия соли с водой, приводящая к смещению равновесия диссоциации воды и, как правило, к изменению кислотности среды.Гидролизу могут подвергаться только те соли, ионы которых способны связывать Н+ или ОН– – ионы воды в малодиссоциированные соединения, т.е. соли, образованные слабыми кислотами и (или) слабыми основаниями. Соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями, гидролизу не подвергаются. В результате гидролиза солей образуется либо кислота (кислая соль) и основание, либо основание (основная соль) и кислота. Следовательно, процесс гидролиза соли можно рассматривать как процесс, обратный реакции нейтрализации. Так как реакции нейтрализации обычно идут практически до конца (практически необратимо), то равновесие реакции гидролиза смещено в сторону реагирующих веществ. Концентрация продуктов гидролиза соли, как правило, мала.

Виды гидролиза солей.

1. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой.

Гидролиз ацетата натрия CH3COONa. В водном растворе:

Ионы CH3COO– и H+ связываются, образуя слабую малодиссоциированную уксусную кислоту и вызывая смещение

равновесия диссоциации воды вправо, в сторону увеличения концентрации

OH–.

Уравнение реакции гидролиза ацетата натрия:

CH3COONa +H2O CH3COOH + NaOH

83

CH3COO– + H2O CH3COOH +OH–,

Реакция среды при гидролизе соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, – щелочная.(pH>7).

Гидролиз фосфата калия K3PO4.

Эта соль образована сильным основанием и трехосновной слабой кислотой. Гидролиз солей, образованных многоосновными слабыми кислотами, проходит ступенчато:

I ступень:

Наиболее полно гидролиз протекает по I ступени и практически не протекает по второй и третьей.

Так как равновесие реакции гидролиза сильно смещено в сторону реагирующих веществ, то в растворе при обычных условиях обнаруживаются лишь продукты гидролиза по I ступени. Лишь при условиях, особо благоприятствующих гидролизу, можно обнаружить продукты II и III ступеней гидролиза.

2. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой.

Гидролиз нитрата аммония NH4NO3.

Нитрат аммония диссоциирует на ионы NO3– и ионы NH4+. Ионы NH4+ связывают ионы OH– воды, вызывая смещение равновесия диссоциации

воды в сторону увеличения концентрации H+ – ионов в растворе. NH4NO3 NO3– + NH4+

Уравнение гидролиза в молекулярной форме: NH4NO3 + H2O NH4OH + HNO3;

В ионной форме:

NH4+ + H2O NH4OH + H+

84