Буферное действие растворов слабых электролитов
Содержание
Введение
Химический анализ служит средством контроля производства и качества продукции в ряде отраслей народного хозяйства — химической, нефтеперерабатывающей и фармацевтической промышленности, в металлургии и горнодобывающей индустрии. На результатах анализа в значительной степени базируется разведка полезных ископаемых. Анализ — главное средство контроля за загрязненностью окружающей среды. Выяснение химического состава почв, удобрений, кормов и сельскохозяйственной продукции важно для нормального функционирования агропромышленного комплекса. Химический анализ незаменим в медицинской диагностике, биотехнологии. От уровня химического анализа, оснащенности лабораторий методами, приборами и реактивами зависит развитие многих наук.
Научная основа химического анализа — аналитическая химия, наука, которая в течение столетий была частью, а иногда и основной частью химии. В последнее время эта наука в значительной степени изменялась, выросли ее возможности, расширились области, которые она охватывает.
Одним из важнейших понятий используемых в аналитической химии является кислотно-основное равновесие в растворах. Кислотно-основное равновесие сильно зависит от состава растворенных электролитов, в частности от констант диссоциации этих электролитов. В зависимости от значения константы диссоциации ( степени диссоциации), электролиты могут быть разделены на три класса – сильные, средние и слабые. В сильных электролитах степень диссоциации может достигать 100%, в слабых электролитах степень диссоциации обычно не превышает 1%. Предлагаемая работа посвящена изучению буферным растворам на основе слабых электролитов и их использованию в аналитической химии.
Глава 1. Основные положения кислотно-основного равновесия.
С развитием химической науки менялось и содержание понятий «кислота» и «основание».
В конце восемнадцатого века французским ученым А. Лавуазье была предложена так называемая «кислородная теория кислот», согласно которой химические свойства кислот объяснялись обязательным наличием в их составе атомов кислорода. Однако в практической химии эта теория сразу же столкнулась с множеством затруднений. Так ряд веществ, обладающих ярко выраженными кислотными свойствами, такие как соляная или синильная кислота, не имеют в своем составе атомов кислорода. А оксиды металлов и некоторых неметаллов, имеющие в своем составе атомы кислорода могут не обладать кислотными свойствами.
В противоположность 2кислородной» теории Лавуазье в начале Х!Х века ученым-химиком из Германии Юстусом Либихом была предложена «водородная» теория кислот. Согласно теории Либиха кислотой является химическое соединение имеющее в своем составе атомы водорода, которые способны замещаться на атомы металла. К сожалению , эта теория не смогла объяснить одно из наиболее существенного свойства кислот, а именно их способность вступать в реакцию нейтрализации с основаниями. Благодаря этому свойству, кислоты были выделены в особый класс химических соединений.
В конце Х1Х века шведским ученым С. Аррениусом была разработана теория электролитической диссоциации, на основании положений которой, Аррениусом и немецким ученым В. Оствальдом были даны новые определения понятий «кислота» и «основание».
Согласно теории Оствальда-Аррениуса, кислотой является электронейтральное вещество способное при растворении в воде диссоциировать (распадаться), образуя ионы водорода Н+, а основанием является электронейтральное соединение, диссоциирующее с образованием ионов гидроксила ОН-. Общие свойства кислот, такие как кислый вкус, способность взаимодействовать с металлами и т.д. обусловлены свойствами протонов, а общие свойства оснований связаны с образованием ионов ОН-.В свете воззрений этой теории реакцию нейтрализации между кислотой и основанием можно объяснить взаимодействием ионов водорода и ионов гидроксила с образованием слабо диссоциирующих молекул воды:
Н+ + ОН- → Н2О
Однако, положения теории Аррениуса-Оствальда не смогли объяснить ряд экспериментальных фактов, такие как, например , взаимодействие кислот и оснований между собой без стадии диссоциации. В частности газообразный хлороводород способен вступать в реакцию с твердым гидроксидом натрия:
HCl(г) + NaOH(тв) → NaCl(тв) + H2O(г)
Так же известен факт, что при растворении хлористого водорода в органическом растворителе, например, в бензоле, он не способен диссоциировать на ионы. Однако такой раствор способен изменять окраску индикатора и взаимодействовать с металлами с выделением газообразного водорода.
Известно много реакций с образованием солей, аналогичных реакции нейтрализации, но протекающих в различных средах (водной и безводной) без образование ионов водорода и ионов гидроксила: В качестве примера можно привести реакцию взаимодействия газообразного аммиака и газообразного хлористого водорода:
NH3(газ.) + HCl(газ.) = NH4Cl(тв.)
Учитывая вышесказанное, можно сделать вывод о том, что теория кислот и оснований Аррениуса-Оствальда полностью применима только для водных растворов веществ. Для процессов , протекающих в неводных средах или без участия растворителя требуется более дополненная и обобщенная теория.
Такой теорией кислот и оснований стала теория, предложенная в 20-х годах прошлого века , независимо друг от друга, датским ученым Бренстедом и английским ученым Лоури .
Согласно теории Бренстеда-Лоури кислотой является всякая частица (молекула или ион) способная отдать протон, а основанием является частица, способная присоединить этот протон. Так при диссоциации кислоты в водном растворе в роли основания могут выступить молекулы растворителя – воды. Схему реакции можно представить в виде
НА + Н2О ↔ А- + Н3О+
кислота основание сопряженное сопряженная
Таким образом, в результате взаимодействия кислоты НА и основания Н2О образуется пара сопряженных кислоты А- и основания Н3О+. В кислотно-основных парах основание и кислота тесно взаимосвязаны друг с другом. Так чем сильнее кислота, тем слабее сопряженное с ней основание, и, соответственно, чем слабее кислота, тем сильнее, сопряженное с ней основание. В водных растворах, например, соляная кислота является более сильной кислотой по сравнению с уксусной кислотой, а ацетат ион СН3СОО-
будет более сильным основанием, чем хлорид-ион.
В свете положений протолитической теории Бренстеда-Лоури можно отметить, что трактовка понятия «кислота» совпадает с трактовкой этого понятия в теории Аррениуса-Оствальда. Однако, в случае же трактовки понятия «основание» имеются существенные различия. Так, например, гидроксид натрия NaOH можно отнести к основаниям не из-за способности диссоциировать с образованием ионов гидроксила, а из-за способности присоединять к себе протон с образованием молекулы воды. Следует отметить, что основные свойства ионы гидроксила проявляются только в присутствии кислоты, способной отдать ему ион водорода. В водных растворах в роли такой кислоты выступают молекулы воды:
NH3 + HOH ↔ NH4+ + OH-
основание кислота сопряженная сопряженное
Кислоты и основания в соответствии с протолитической теорией Бренстеда-Лоури можно разделит на три группы:
а) нейтральные кислоты и основания
К этой группе можно отнести нейтральные молекулы, способные отдать или присоединить ион водорода, например, H2SO4, HCl, HNO3 – кислоты; NH3, CH3-OCH3 – основания
б) анионные основания и кислоты
В эту группу входят отрицательно заряженные ионы, такие как HSO4-, HPO4-2, HS- - кислоты, OH-, Cl-, NO3- - основания
в) катионные кислоты и основания
В роли катионных кислот и оснований могут выступать положительно заряженные ионы, такие как NH4+, H3O+ - кислоты; NH2-NH3+, NH2-(CH2)2-NH3+ - основания.
Отдельно можно выделить соединения ( как молекулы, так и ионы) , которые в зависимости от условий могут проявлять как кислотные, так и основные свойства. Данные вещества могут быть отнесены к классу амфолитов или к амфитропным соединениям. .Для таких веществ иногда бывает сложно провести грань между их кислотными и основными свойствами и определить, какие из этих свойств выражены сильнее.
В водных растворах кислотные свойства веществ определяют по отношению к растворителю (воде), как к основанию. Количественно их можно оценить по константе равновесия К химической реакции переноса иона водорода к основанию (воде):
НСООН + Н2О ↔ НСОО- + Н3О+
муравьиная основание формиат-ион ион гидроксония
кислота (избыток) (сопряженное (сопряженная
Значение константы равновесия данной реакции:
Можно заметить, что эта константа отличается от выражения константы диссоциации кислоты – Кдис. наличием множителя СН2О Рассматривая процесс диссоциации различных кислот в одном и том же растворителе (воде) этот множитель принимает одинаковое значение и, поэтому его обычно включают в выражение для константы равновесия в виде произведения КхСН2О и обозначают как Ка – константа кислотности:
Ясно, что чем больше значение Ка, тем сильнее кислота и она легче отдает ионы водорода основанию – молекулам воды. Для оценки силы слабых кислот удобнее применять не величину константы кислотности Ка, а значение ее десятичного логарифма, взятого с обратным знаком:
Очевидно, что чем больше значение рКа, тем слабее кислота.
Для определения количественной характеристики основности вещества в водных растворах может служить константа равновесия К следующей химической реакции:
:В + Н2О ↔ ВН+ + ОН-
основание кислота сопряженная сопряженное
Выражение для константы равновесия:
Учитывая, что СН2О х К =Kb – константа основности уравнение можно переписать в виде:
Также как и для оценки силы слабых кислот, для оценки силы слабых оснований удобнее применять не значение Kb, а величину ее отрицательного десятичного логарифма:
pKb= -lg Kb
В практической работе для оценки основных свойств веществ вместо Kb (pKb) чаще используют величину Ка (рКа) сопряженной данному основанию кислоты ВН+:
Так, например, мерой основности аммиака NH3 служит величина Ка иона аммония – сопряженной аммиаку кислоты:
NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O
Для кислоты и сопряженного с ней основания в водных растворах имеет место равенство:
Kw = Ka x Kb, где Kw – ионное произведение воды.
Необходимо отметить, что кислотные свойства соединений в растворе не только от его способности отдать ион водорода, но также зависят от способности растворителя принять этот протон. Так, например хлористый водород при растворении в воде практически полностью диссоциирует, а его растворы в органических растворителях не содержат ионов и практически не проводят электрический ток. Чем больше способность растворителя принять протон, тем легче происходит диссоциация кислоты, Растворители с ярко выраженным сродством к протону называются протофильными примерами таких растворителей могут служить жидкий аммиак или гидразин. Слабые кислоты в водных растворах – синильная или сероводородная в таких растворителях являются сильными кислотами.
С другой стороны, растворители имеющие большую способность к отдаче протона называются протогенными. К таким растворителям можно отнести 100% безводную серную кислоту и ледяную уксусную кислоту. В этих растворителях диссоциация кислот полностью подавляется, а ионизация оснований значительно усиливается.
Растворители, обладающие сравнимой способностью как к присоединению протона, так и к его отдаче, называются амфипротными. К ним можно отнести воду, насыщенные одноатомные спирты – метиловый или этиловый .
Существуют также апротонные или инертные растворители, такие как бензол, толуол, дихлорэтан и др. – способность присоединения или отдачи протона у них выражена крайне слабо. В таких растворителях как кислоты, так и основания практически не подвергаются диссоциации.
Таким образом, можно сделать следующий вывод:
В протолитической теории Бренстеда-Лоури понятия «кислота» и «основание» можно отнести лишь к функции, которую могут выполнять соединения в том или ином процессе. Следовательно, одно и то же соединение может в одних условиях проявить себя как кислота, а в других – как основание. Так, например, в водных растворах уксусная кислота СН3СООН проявляет кислотные свойства:
СН3СООН + Н2О ↔ СН3СОО- + Н3О+
а в 100% серной кислоте H2SO4 – как основание
CH3COOH + H2SO4 ↔ HSO4- + CH3COOH2+
В системе состоящей из двух способных взаимодействовать с ином водорода веществ основанием всегда является вещество обладающее большим сродством к протону.
Практически все реакции кислотно-основного взаимодействия, такие как реакция нейтрализации или гидролиза на основании теории Бренстеда-Лоури состоят из обратимого переноса протона от кислоты к основанию и поэтому называются протолитическими. В результате такой реакции образуется новая пара частиц, одна из которых способна вновь отсоединить ион водорода – сопряженная кислота, а другая способна его присоединить – сопряженное основание. В общем случае этот процесс можно представить в виде:
НА + В ↔ ВН+ + А-
кислота основание сопряженная сопряженное
Этот процесс называется кислотно-основным равновесием Отметим, сто до наступления состояния равновесия процесс протекает преимущественно в сторону образования более слабой кислоты и основания.
Рассмотрим примеры некоторых протолитических реакций:
а) реакция ионизации
СН3СООН + Н2О ↔ СН3СОО- + Н3О+
кислота основание сопряженное сопряженная
Реакция, протекающая в прямом направлении называется реакцией ионизации уксусной кислоты, а реакция, протекающая в обратном направлении является реакцией нейтрализации основания (ацетат-иона) кислотой. Равновесие данного обратимого процесса в значительной степени смещено влево, так как уксусная кислота СН3СООН и вода являются более слабыми кислотой основанием, чем ион гидроксония и ацетат-ион.
б) реакция гидролиза
СН3СОО- + Н2О ↔ СН3СООН + ОН-
основание кислота сопряженная сопряженное
Реакция в прямом направлении является реакцией гидролиза, п обратном направлении – реакцией нейтрализации уксусной кислоты сильным основанием ОН-. Более слабыми кислотой и основанием являются вода и ацетат-ион СН3СОО- и поэтому в данном обратимом процессе скорость обратной реакции выше скорости прямой реакции.
Теория Бренстеда-Лоури является более применимой и удобной для химических процессов, чем теория Аррениуса-Оствальда, однако имеет определенные недостатки и, следовательно, не может быть всеобъемлющей. Основным недостатком этой теории является тот факт, что она не может объяснить кислотные свойства веществ, не содержащих в своем составе ионов водорода, например таких как BCl3, AlCl3, BF3, FeCl3 и др.
В 1923 г. американским ученным Г. Льюисом была разработана так называемая электронная теория кислот и оснований, в которой кислотные свойства веществ не связаны с наличием в них ионов водорода.
Согласно теории Льюиса кислотой является частица (молекула или ион) способная присоединить электронную пару другого вещества., то есть данное вещество должно иметь в электронной структуре атом с незаполненной до октета внешнюю электронную оболочку – акцептор электронной пары: BF3, AlCl3, H+, Cu2+ и т.д.
С другой стороны, основаниями являются частицы (молекулы или ионы) способные предоставлять для образования связи электронную пару – донор электронной пары. , т.е. основание по Льюису должно содержать в своем составе атом с неподеленной электронной парой на внешнем слое: NH3, NH2-NH2, OH-, Cl-.
По теории Льюиса кислоты и основания могут взаимодействовать друг с другом образуя ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму:
+ |
:В |
→ |
||
кислота |
основание |
кислотно-основной |
+ |
:NH3 |
→ |
||
кислота |
основание |
+ |
Н2О: |
→ |
Н3О+ | |
кислота |
основание |
В общем случае, теория Льюиса не противоречит теории Бренстеда-Лоури. Так определение понятия основания в этих двух теориях практически совпадает, однако понятие кислоты в концепции Льюиса значительно шире и описывает кроме иона водорода Н+, многие другие электроакцепторные молекулы, в том числе и катионы некоторых металлов. Вследствие этого значительно увеличивается и количество реакций, которые по своему характеру можно отнести к реакциям кислотно-основного взаимодействия. Так, например согласно теории Льюиса к реакциям кислотно-основного взаимодействия можно отнести многочисленные реакции комплексообразования:
Cu2+ + 4NH3 → [Cu(NH3)4]2+
кислота основание
Теория Льюиса широко используется для объяснения реакционной способности органических соединений и очень удобна при описании механизма химических реакций, протекающих с их участием.[1,2,3]/
Глава 2. Буферные растворы на основе слабых электролитов
Как известно многие химические реакции в растворах протекают в нужном направлении только при определенной концентрации ионов водорода Н+. Изменение этой концентрации в сторону уменьшения или увеличения от оптимального значения часто приводит к появлению новых и обычно нежелательных продуктов реакции. В связи с этим фактом, поддержание постоянного значения рН на протяжении всего времени прохождения реакции часто является одним из необходимых условий для ее успешного завершения.
Особенно актуально это условие для биохимических процессов, протекающих в живых организмах. Большинство этих процессов обычно катализируется различными ферментами или гормонами, проявляющими свою биологическую активность только в строго определенном и достаточно узком интервале значений рН.
В самом широком смысле буферными называют
системы, поддерживающие определенное
значение какого-либо параметра при изменении
состава. Буферные растворы могут быть
кислотно-основными — поддерживают постоянное
значение рН при введении кислот или оснований;
окислительно-
2.1 Состав буферных смесей
Буферные системы (смеси или растворы) по составу бывают двух основных типов:
а) состоящие из слабой кислоты и соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием;
б) состоящие из слабого основания и соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой.
С точки зрения протолитической теории Бренстеда-Лоури, кислотной буферной системой является смесь слабой кислоты и сопряженного ей основания, находящимся в равновесном состоянии. В качестве сопряженного основания выступают образующиеся при диссоциации солей анионы слабых кислот. На основании вышесказанного , состав буферных растворов можно представить в виде:
1) СН3СООН / СН3СОО- - ацетатный буфер
слабая кислота сопряженное
2) Н2СО3 (Н2О +СО2) / НСО3- - гидрокарбонатный буфер
слабая кислота
Кислотная буферная система может быть образована и смесью двух солей многоосновной кислоты. В этом случае компонентами буферной системы являются кислотный остаток одной из солей (менее замещенный) , который выступает как слабая кислота, а кислотный остаток второй соли (более замещенный) – сопряженного ей основания.
В качестве примеров можно привести:
а) карбонатную буферную систему, представляющую собой смесь кислой (NaHCO3) и средней (Na2CO3) солей угольной кислоты
HCO3- / CO32-
слабая кислота сопряженное
основание
б) фосфатные буферные растворы
NaH2PO4 + Na2HPO4 (H2PO4- / HPO42-
Na2HPO4 + Na3PO4 (HPO4-2 / PO43-
Необходимо также отметить, что не только смеси , но и растворы некоторых индивидуальных солей, таких как тетраборат натрия Na2B4O7, карбонат аммония (NH4)2CO3 и др. также обладают буферными свойствами, которые можно объяснить сильным гидролизом этих солей с образованием компонентов, необходимых для создания буферного раствора:
(NH4)2CO3 + HOH ↔ NH4HCO3 + NH4OH
Основные буферные системы образуются слабым неорганическим или органическим основанием и солью этого основания с сильной кислотой.
а) NH3 x H2O (NH4OH) + NH4Cl - аммиачный буфер
слабое основание
б) CH3-NH2 + CH3NH3Cl - метиламиновый буфер
слабое основание
С точки зрения протолитической теории, основная буферная система также представляет собой равновесную смесь слабой кислоты и сопряженного ей основания, только роль кислоты в данном случае выполняет образующийся при диссоциации соли катион:
а) NH4+ / NH3 - аммиачный буфер
слабая кислота сопряженное основание
б) C2H5-NH3+ / C2H5-NH2 - этиламиновый буфер
слабая кислота сопряженное основание
Определенным буферным действием могут обладать растворы некоторых органических веществ, в молекулах которых присутствуют функциональные группы, проявляющие как слабые кислотные (СООН-группы), так и основные (NH2 – группы) свойства. Эти соединения, по своей природе являются амфолитами. К ним относятся аминокислоты, белки, пептиды.
Таким образом, можно сделать вывод, что любая кислотно-основная буферная система является равновесной смесью, состоящей из донора и акцептора протонов.
Одним из понятий, применяемых в теории буферных растворов является определение кислотности буферной системы.
Обычно выделяют общую, активную и потенциальную кислотность
1) общую кислотность можно определить максимально возможной концентрацией протонов в данном растворе, предполагая, что все имеющиеся в этом растворе молекулы кислоты полностью распадаются на ионы, а степень гидролиза имеющейся соли достаточна мала. Общая кислотность численно равна молярной концентрации химического эквивалента кислоты, которая может быть определена при помощи титриметрического метода анализа.
2) активная кислотность определяе
3) потенциальная кислотность
Потенциальная кислотность численно равна разности между общей кислотностью и активной кислотностью. Так, например, для ацетатного буферного раствора все эти виды кислотности можно условно представить следующим образом:
- Буферные растворы в аналитической химии
- Буфер обмена
- Бухалтерский учет в строительных организациях
- Бух.баланс-как форма отчетности
- Бухгaлтeрский бaлaнс, eго знaчeниe в соврeмeнных экономичeских условиях
- Бухгалерская финансовая отчетность
- Бухгалерская финансовая отчетность
- Бурятмясопром
- Бурятский Этнос
- Бурятское народное искусство как средство формирования этнокультурной компетентности младших школьников
- Бутадиен-стирольные каучуки, получаемые в растворе и эмульсии
- Бутики.Организация рабочего места
- Бутиловый спирт
- Буття людини в суспільстві
