Буферная система, содержащая слабую кислоту и ее соль

Буферные системы (или буферные растворы) - это растворы, спо­собные сохранять приблизительно постоянное значение рН при добавле­нии к ним небольших количеств сильных кислот uли сильных оснований, а также при разбавлении.

Буферная система, содержащая слабую кислоту и ее соль

Примером такой системы может служить ацетатная буферная смесь ­водный раствор, содержащий слабую уксусную кислоту СН₃СООН и ее соль - ацетат натрия СН₃СООNа. Ацетат натрия (как сильный электро­лит) в водном растворе распадается на ионы нацело, а уксусная кислота (как слабый электролит) - лишь частично:

СН₃СООNа → Na⁺ + СН₃СОО^-­

СН₃СООН + H₂O= Н₃О⁺ + СН₃СОО^-

Последнее равновесие сильно смещено влево, так как диссоциация уксусной кислоты подавляется в присутствии ацетат-ионов.

Буферное действие ацетатной смеси заключается в следующем.

Если в буферную смесь прибавляют небольшой объем сильной ки­слоты, то ионы водорода этой кислоты, которые могли бы привести к изменению рН раствора, будут связываться ацетатными ионами в прак­тически недиссоциирующую уксусную кислоту:

Н₃О⁺ + СН₃СОО^- = СН₃СООН + H₂O

так что баланс ионов водорода в растворе практически не нарушается и рН раствора сохраняется постоянным.

Рассмотрим равновесие в аммиачной буферной смеси - в водном растворе аммиака и хлорида аммония

NН₃∙ Н₂О + NН₄Cl

Хлорид аммония как сильный электролит распадается на ионы нацело:

NН₄Cl → NН₄⁺ + Сl^-

Аммиак в водном растворе - слабое основание и диссоциирует лишь в незначительной степени:

NН₃+Н₂О = NН₃· H₂О = NН₄⁺+ ОН^-

Если к аммиачной буферной смеси прибавить небольшое количество сильной кислоты, то ионы водорода этой кислоты связываются с гидрок­сильными группами, образующимися при ионизации аммиака. Убыль гидроксильных групп компенсируется за счет дальнейшей ионизации водного аммиака. В итоге рН буферной смеси практически не изменяется.

Если к аммиачному буферу прибавить небольшое количество щело­чи, то гидроксильные группы этой щелочи связываются катионами ам­мония с образованием практически не диссоциирующего в данных усло­виях аммиака:

ОН^-+ NН₄⁺ → NН₃·Н₂О

— Поэтому рН раствора и в этом случае практически не изменяется.

— Буферная емкость определяется количеством сильной кислоты или сильного основания, которые при добавлении в буферную систему измевяют иа единицу значение рН одного литра буферного раствора.

 

— В_к=

— – концентрация кислоты,

— – объем кислоты,

— - водородный показатель до добавления сильной кислоты,

— сильной кислоты,

— - объем буферной системы

10. Окислительно-восстановительные системы. Окислительно-восстановительные потенциалы редокс-пар (реальный, условный, стандартный, формальный). Потенциал реакции (ЭДС реакции)

Процессы, протекающие с присоединением и с отдачей ē рассматриваются как полуреакции восстановления и окисления:

Ох₁+n ē →Red₁

Red₂- n ē →Ох₂

_{В каждой полуреакции вещество в более высокой степени окисления Ох называют окисленной формой, а вещество в более низкой степени окисления Red – восстановленной формой. Окисленная и воссановленная формы составляют – сопряженную редокс-пару.}

Редокс-пара - это система из окисленной и восстановленной форм данного вещества, в которой окисленная форма (окислитель) является акцептopoм электронов и восстанавливается, принимая электроны, а вос­становленная форма выступает в роли донора электронов и окисляется, отдавая электроны.

Окислительно-восстановительный электрод - это электрод, со­стоящий из инертного материала (металлические платина, золото, вольф­рам, титан, а также графит), погруженного в водный раствор, в котором имеются окисленная и восстановленная формы данного вещества

Стандартным окислительно-восстановительным потенциалом называется потенциал системы, в которой все участники полуреакции находятся в стандартном состоянии (при активности, равной единице), а растворенные вещества – в стандартном растворе.

условный (относительный) окислительно-восста­новительный потенциал редокс-пары (электродный потенциал редокс­ы) - это электродвижущая сила (ЭДС) гальванической цепи, составленной из данного окислительно-восстановительного электрода и стандартного водородного электрода.

Реальный условный (относительный ) окислительно-восстановительный потенциал - это потенциал редокс-пары при условии, что уча­стники реакции находятся в реальных условиях, а не в стандартных со­стояниях.

Формальный окислительно-восстановительный потенциал системы ­это условный (относительный) потенциал редокс-пары при формальных концентрациях реагентов (формальностях).

В общем случае для окислительно-восстановительной реакции ее потенциал (ЭДС)

Е = Е₁ – Е₂ (7)

Где Е₁ и Е₂ -окислительно-восстановительные потенциалы двух редокс-пар, описывается уравнением Нернста в виде

RT Пa^х_прод

Е = E ^o- ----- ln ---------- (8)

nF Пa^у_исх.в.

Е = Е₁⁰ – Е₂⁰ – стандартныый потенциал реакции;

П – произведения по всем продуктам и исходным веществам.

Для записанной в общем виде окислительно-восстанови­тельной реакции

аА + bВ = dD + е Е

в которой участвуют п электронов, выражения для истинной термодинамической и концентрационной констант химического равновесия можно представить в форме

a_D^da_E^e [D]^d[E]^e

K = ------------ или K = ------------ (9)

a_A^aa_B^b [A]^a[B]^b

где все активности и концентрации реагентов - равновесные.