Материал: полезная метода
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.
Вариант |
Буферные |
Состав |
буферных |
Кд(кислоты) |
pH |
|||
|
системы |
систем |
|
|||||
|
|
|
|
|
|
|||
1 |
Ацетатная |
CH3COO–/CH3COOH |
1,75·10–5 |
5,7 |
||||
|
|
|
|
|
||||
2 |
Формиатная |
HCOO–/HCOOH |
1,75·10–4 |
5,12 |
||||
|
|
|
|
|
|
|||
3 |
Гидрокарбонатная |
HCO3 |
–/H2CO3 |
4,4·10–7 |
7,66 |
|||
|
|
|
|
|
||||
4 |
Фосфатная |
HPO42–/H2PO4– |
1,6·10–7 |
7,4 |
||||
|
|
|
|
|
|
|||
5 |
Гемоглобиновая |
Hв–/HHв |
|
6,31·10–9 |
7,36 |
|||
6 |
Цитратная |
|
– |
/H3C6H5O7 |
1,2·10 |
–3 |
4,15 |
|
|
H2C6H5O7 |
|
|
|||||
7 |
Аммиачная |
NH4OH/NH4Cl |
1,75·10 |
–4 |
7,61 |
|||
|
|
|||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
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:
CH3COONa |
|
CH3COO– |
+ Na+ |
|
|||
H2O |
|
H+ |
+ OH– |
|
|
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
в ионной форме: |
|
CH3COO– + Na+ + H2O |
CH3COOH + Na+ +OH–, |
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:
K3PO4+ H2O |
K2HPO4 + KOH |
PO43– + H2O |
HPO42– +OH–, |
II ступень: |
|
K2HPO4+ H2O |
KH2PO4 + KOH |
H2PO42– + H2O |
H2PO4– +OH–, |
III ступень: |
|
KH2PO4+ H2O |
H3PO4 + KOH |
H2PO4– + H2O |
H3PO4 +OH–, |
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
Реакция среды при гидролизе соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, – кислая ( рН<7).
Гидролиз сульфата цинка ZnSO4.
Сульфат цинка образован сильной кислотой и слабым двухкислотным основанием. Гидролиз этой соли может протекать по 2 ступеням, хотя при обычных условиях практически ограничивается лишь I ступенью.
I ступень:
ZnSO4 + H2O 
(ZnOH)2SO4 + H2SO4 Zn2+ +H2O 
ZnOH+ + H+
II ступень:
(ZnOH)2SO4 + 2H2O |
2Zn(OH)2 + H2SO4 |
ZnOH+ + H2O |
Zn(OH)2 + H+, |
Реакция среды кислая (рН<7). |
|
3. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой.
Подобные соли легче других подвергаются гидролизу, так как ионы этих солей одновременно связываются обоими ионами воды с образованием двух слабых электролитов.
Реакция среды в растворах таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания, т.е. водные растворы таких солей могут иметь нейтральную, кислую, или щелочную реакцию в зависимости от констант диссоциации образующихся кислот и оснований.
Гидролиз ацетата аммония CH3COONH4
Соль CH3COONH4 образованна слабым основанием NH4OH и слабой кислотой CH3COOH одинаковой силы. (Кдис.NH4OH =1.8∙10-5;
Кдис.CH3COOH =1.8∙10-5).
Реакция гидролиза в молекулярной форме:
CH3COONH4 +H2O |
NH4OH + CH3COOH |
в ионно-молекулярной форме: |
|
NH4+ + CH3COO– + H2O |
NH4OH + CH3COOH. |
Поскольку концентрация ацетат-ионов и ионов аммония в растворе одинаковы, а константы диссоциации кислоты и основания равны, то реакция среды будет нейтральной (рН=7).
В результате реакции гидролиза цианида аммония NH4CN (Кдис.HCN =7.2∙10-10; Кдис.NH4OH =1.8∙10-5)
NH4CN +H2O 
NH4OH + HCN среда будет слабощелочной (рН>7). Гидролиз соли, образованной слабым многокислотным основанием и слабой многоосновной кислотой, например, Al2S3.
85