Кислотно основные свойства веществ кратко

Обновлено: 05.07.2024

Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород.

По числу атомов кислорода в молекуле оксиды иногда называют: PbO₂ – диоксид свинца, SO₃ – триоксид серы.

Особую группу составляют пероксиды, которые содержат пероксидную группу –О–О–: Н₂О₂ – пероксид водорода, Na₂О₂ - пероксид натрия.

Оксиды делятся на несолеобразующие и солеобразующие.

Несолеобразующие оксиды (безразличные или индифферентные) – это оксиды, которым в качестве гидроксидов не соответствуют ни основания, ни кислоты. Например: СО, NO, N₂O.

Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные. Солеобразующие оксиды обладают способностью образовывать соли.

Основные оксиды

Основными называются оксиды, которым в качестве гидроксидов соответствуют основания:

Основные оксиды обычно образованы типичными металлами со степенями окисления:

+2: CaO, BaO, SrO, MnO, FeO, MgO, NiO, TiO;

Способы получения основных оксидов:

- разложением оснований и солей при нагревании

- оксиды серебра и ртути получают разложением их гидроксидов в момент образования:

Химические свойства основных оксидов:

- взаимодействие с водой оксидов щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba) с образованием щелочей:

- взаимодействие с кислотами

- взаимодействие с кислотными оксидами

Кислотные оксиды

Кислотными называются оксиды, которым в качестве гидроксидов соответствуют кислоты:

Кислотные оксиды – это оксиды неметаллов (P₂O₅, B₂O₃, Cl₂O₇) и некоторых металлов, проявляющих высокие степени окисления:

Способы получения кислотных оксидов:

- окислением неметаллов и сложных веществ:

- разложением кислот и солей:

Химические свойства кислотных оксидов:

- взаимодействие с водой

Некоторые кислотные оксиды с водой не взаимодействуют, например, SiO₂;

- взаимодействие со щелочами

- взаимодействие с основными оксидами

Амфотерные оксиды

Амфотерными называются оксиды, которым в качестве гидроксидов соответствуют и основания, и кислоты, например

Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1868 году. Его современная формулировка: свойства химических элементов и образуемых ими соединений (простых и сложных) находятся в периодической зависимости от величины заряда атомного ядра.

Периодический закон лежит в основе современного учения о строении вещества. Периодическая система Д.И. Менделеева является наглядным отражением периодического закона.

В периодической таблице элементы расположены в порядке увеличения атомного заряда, группируются в "строки и столбцы" - периоды и группы.

Период - ряд горизонтально расположенных химических элементов. 1, 2 и 3 периоды называются малыми, они состоят из одного ряда элементов. 4, 5, 6 - называются большими периодами, они состоят из двух рядов химических элементов.

Группой называют вертикальный ряд химических элементов в периодической таблице. Элементы собраны в группы на основе степени окисления в высшем оксиде. Каждая из восьми групп состоит из главной подгруппы (а) и побочной подгруппы (б).

Радиус атома

Радиусом атома называют расстояние между атомным ядром и самой дальней электронной орбиталью. Это не четкая, а условная граница, которая говорит о наиболее вероятном месте нахождения электрона.

В периоде радиус атома уменьшается с увеличением порядкового номера элементов ("→" слева направо). Это связано с тем, что с увеличением номера группы увеличивается число электронов на внешнем уровне. Запомните, что для элементов главных подгрупп номер группы равен числу электронов на внешнем уровне.

С увеличением числа электронов они становятся более скученными, так как притягиваются друг к другу сильнее: это и есть причина маленького радиуса атома.

Чем меньше электронов, тем больше у них свободы и больше радиус атома, поэтому радиус увеличивается в периоде "←" справа налево.

В группе радиус атома увеличивается с увеличением заряда атомных ядер - сверху вниз "↓". Чем больше период, тем больше электронных орбиталей вокруг атома, соответственно, и больше его радиус.

С уменьшением заряда атома в группе радиус атома уменьшается - снизу вверх "↑". Это связано с уменьшением количества электронных орбиталей вокруг атома. Для примера возьмем атомы бора и алюминия, элементов, расположенных в одной группе.

Период, группа и электронная конфигурация

Обратите внимание еще раз на важную деталь: элементы, находящиеся в одной группе (главной подгруппе!), имеют сходную конфигурацию внешнего уровня. Так у бора на внешнем уровне расположены 3 электрона, у алюминия - тоже 3. Оба они в III группе.

Такая закономерность иногда может сильно облегчить жизнь, однако у элементов побочных подгрупп она отсутствует - там нужно считать электроны "вручную", располагая их на электронных орбиталях.

B₅ - 1s 2 2s 2 2p 1
Al₁₃ - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1

Общую электронную конфигурацию для элементов III группы главной подгруппы можно записать ns 2 np 1 . Это будет работать для бора, внешний уровень которого 2s 2 2p 1 , алюминия - 3s 2 3p 1 , галия - 4s 2 4p 1 , индия - 5s 2 5p 1 и таллия - 6s 2 6p 1 . За "n" мы принимаем номер периода.

Правило составления электронной конфигурации, которое вы только что увидели, универсально. Если вы имеете дело с элементом главной подгруппы, то увидев номер группы вы знаете, сколько электронов у него на внешнем уровне. Посмотрев на период, знаете номер его внешнего уровня.

Вам остается только распределить известное число электронов по s и p ячейкам, а затем подставить номер периода - и вот быстро получена конфигурация внешнего уровня. Предлагаю посмотреть на примере ниже :)

Очень надеюсь, что теперь вы знаете: только глядя на положение элемента в периодической таблице, на группу и период, в которых он расположен, вы уже можете составить конфигурацию его внешнего уровня. Безусловно, это для элементов главных подгрупп. Повторюсь: у побочных - только "вручную".

Длина связи

Длина связи - расстояние между атомами химически связанных элементов. Очевидно, что понятия длины связи и атомного радиуса взаимосвязаны напрямую. Чем больше радиус атома, тем больше длина связи.

Убедимся в этом на наглядном примере, сравнив длину связей в четырех веществах: HF, HCl, HBr, HI.

Чем больше радиусы атомов, которые образуют химическую связь, тем больше между ними и длина связи. Радиус атома водорода неизменен во всех трех веществах, а в ряду F → Cl → Br → I происходит увеличение радиуса атома. Наибольшим радиусом обладает йод, поэтому самая длинная связь в молекуле HI.

Металлические и неметаллические свойства

В периоде с увеличением заряда атома металлические свойства ослабевают, неметаллические - усиливаются (слева направо "→"). В группе с увеличением заряда атома металлические свойства усиливаются, а неметаллические - ослабевают (сверху вниз "↓").

Сравним металлические и неметаллические свойства Rb, Na, Al, S. Натрий, алюминий и сера находятся в одном периоде. Металлические свойства возрастают S → Al → Na. Натрий и рубидий находятся в одной группе, металлические свойства возрастают Na → Rb.

Таким образом, самые сильные металлические свойства проявляет рубидий, но с другой стороны - у него самые слабые неметаллические свойства. Сера обладает самыми слабыми металлическими свойствами, но, если посмотреть по-другому, сера - самый сильный неметалл.

Распределение металлов и неметаллов в периодической таблице также является наглядным отображением этого правила. Если провести условную линию, проходящую от бора до астата, то справа окажутся неметаллы, а слева - металлы.

Основные и кислотные свойства

Основные свойства в периоде с увеличением заряда атома уменьшаются, кислотные - возрастают. В группе с увеличением заряда атома основные свойства усиливаются, а кислотные - ослабевают.

Кислотные и основные свойства противопоставлены друг другу, как противопоставлены металлические и неметаллические. Где первые усиливаются, вторые - убывают. Все аналогично, поэтому смело ассоциируйте одни с другими, так будет гораздо легче запомнить.

Замечу, что здесь есть одно важное исключение. Как и в общем случае: исключения только подтверждают правила. В ряду галогенводородных кислот HF → HCl → HBr → HI происходит усиление кислотных свойств (а не ослабление, как должно быть по логике нашего правила).

Это можно объяснить в темах диссоциации и химических связей. Когда мы дойдем до соответствующей темы, я напомню про HF и водородные связи между молекулами, которые делают эту кислоту самой слабой. Сейчас воспринимайте это как исключение: HF - самая слабая из этих кислот, а HI - самая сильная.

Восстановительные и окислительные свойства

Восстановительные свойства в периоде с увеличением заряда атома ослабевают, окислительные - усиливаются. В группе с увеличением заряда атома восстановительные свойства усиливаются, а окислительные - ослабевают.

Ассоциируйте восстановительные свойства с металлическими и основными, а окислительные - с неметаллическими и кислотными. Так гораздо проще запомнить ;-)

Электроотрицательность (ЭО), энергия связи, ионизации и сродства к электрону

Электроотрицательность - способность атома, связанного с другими, приобретать отрицательный заряд (притягивать к себе электроны). Мы уже касались ее в статье, посвященной степени окисления. Это важное свойство, ведь более ЭО-ый атом притягивает к себе электроны и уходит в отрицательную степень окисления со знаком минус "-".

Все перечисленные в подзаголовке свойства вместе с ЭО усиливаются в периоде с увеличением заряда атома, в группе с увеличением заряда атома они ослабевают. Таким образом, самый электроотрицательный элемент расположен справа вверху таблицы Д.И. Менделеева - это фтор.

Для примера сравним ЭО-ость атомов Te, In, Al, P. Индий расположен в одной группе с алюминием, ЭО-ость In → Al возрастает (снизу вверх). Алюминий расположен в одном периоде с серой, ЭО-ость возрастает Al → S (слева направо). Сравнивая серу и теллур, мы видим, что сера расположена в группе выше теллура, значит и ее электроотрицательность тоже выше.

Энергия связи (а также ее прочность) возрастают с увеличением электроотрицательности атомов, образующих данную связь. Чем сильнее атом тянет на себя электроны (чем больше он ЭО-ый), тем прочнее получается связь, которую он образует.

Понятию ЭО-ости "синонимичны" также понятия сродства к электрону - энергии, выделяющейся при присоединении электрона к атому, и энергии ионизации - количеству энергии, которое необходимо для отщепления электрона от атома. И то, и другое возрастают с увеличением электроотрицательности.

Продемонстрирую на примере. Сравним энергию связи в трех молекулах: H₂O, H₂S, H₂Se.

Высшие оксиды и летучие водородные соединения (ЛВС)

В периодической таблице Д.И. Менделеева ниже 7 периода находится строка, в которой для каждой группы указаны соответствующие высшие оксиды, ниже строка с летучими водородными соединениями.

Для элементов главных подгрупп начиная с IV группы (в большинстве случае) максимальная степень окисления (СО) определяется по номеру группы. К примеру, для серы (в VI группе) максимальная СО = +6, которую она проявляет в соединениях: H₂SO₄, SO₃.

В таблице видно, что для VIa группы формула высшего оксида RO₃, а, к примеру, для IIIa группы - R₂O₃. Напишем высшие оксиды для веществ из VIa : SO₃, SeO₃, TeO₃ и IIIa группы: B₂O₃, Al₂O₃, Ga₂O₃.

На экзамене строка с готовыми "высшими" оксидами, как в таблице наверху, может отсутствовать. Считаю важным подготовить вас к этому. Предположим, что эта строчка внезапно исчезла из таблицы, и вам нужно записать высшие оксиды для фосфора и углерода.

С летучими водородными соединениями (ЛВС) ситуация аналогичная: их может не быть в периодической таблице Д.И. Менделеева, которая попадется на экзамене. Я расскажу вам, как легко их запомнить.

ЛВС характерны для IV, V, VI и VII группы. Элементы этих групп более электроотрицательны, чем водород, поэтому ходят в "-" отрицательную СО. Минимальная степень окисления для элементов главных подгрупп, начиная с IV группы, может быть рассчитана так: номер группы - 8.

Например, для углерода минимальная СО = 4-8 = -4; для азота 5-8 = -3; для кислорода 6-8 = -2; для фтора 7-8 = -1. Для того, чтобы запомнить ЛВС, вы должны ассоциировать IV, V, VI и VII группы с хорошо известными вам веществами: метаном, аммиаком, водой и фтороводородом.

Так как общее строение ЛВС в пределах одной группы сходно, то, вспомнив например H₂O для кислорода в VI группе, вы легко найдете формулы других ЛВС VI группы: серы - H₂S, H₂Se, H₂Te, H₂Po.

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Задание 1. Для реакции MgCO₃₍_K₎ = MgO₍_K₎ + CO_2(Г) определите возможное направление самопроизвольного течения реакции при стандартных условиях и при температуре t =627 0 C, если тепловой эффект до заданной температуры не изменится.

Укажите: а) выделяется или поглощается энергия в ходе реакции; б) причину найденного изменения энтропии. Рассчитайте температуру, при которой устанавливается равновесие и происходит смена знака DG.

Решение:

В приложении 3 находим стандартные значения DH o _f и DS o для всех реагирующих веществ:

Вещество	DН_f 0 , кДж/моль	S 0 , Дж/моль×К
MgCO₃	-1096,21	65,69
MgO	-601,24	26,94
CO₂	-393,51	213,6

По следствию из закона Гесса вычисляем DH o _r реакции:

DH o _r = -601,24-393,51-(-1096,21) = 101,46 кДж

DH o _r > 0 - значит реакция является эндотермической, т.е. идет с поглощением теплоты.

По следствию из закона Гесса вычисляем DS o реакции:

DS o _r = 26,94+213,6-65,69 = 174,85 Дж/К

DS o > 0 – энтропия возрастает, т. к. в ходе реакции образуются газообразные вещества.

Вычисляем энергию Гиббса при стандартных условиях, т.е. при температуре 298 К:

DG o = DH o - TDS o = 101,46-298*0,17485 = 49,36 кДж.

DG o > 0, следовательно реакция при Т=298 К невозможна.

Вычисляем энергию Гиббса при температуре t =627 0 C

DG = DH o - TDS o = 101,46 - (627 + 273)*0,17485 = -55,91 кДж.

DG o 0 C протекание реакции возможно.

Температура, при которой наступает равновесие:

Задание 2. Вычислите тепловой эффект реакции 4FeS₂₍_K₎ + 11O_2(Г) = 2Fe₂O₃₍_K₎ + 8SO_2(Г) пользуясь стандартными энтальпиями образования реагирующих веществ (приложение 3). Сколько теплоты выделится (поглотится) при образовании вещества SO₂ в количестве 89,6 л.?

Решение:

В приложении 3 находим стандартные значения DH o _f для всех реагирующих веществ:

n, моль 4 11 2 8

Вещество	DН_f 0 , кДж/моль
FeS₂ (к)	-174,0
O₂ (г)	0
Fe₂O₃ (к)	-821,32
SO₂ (г)	-296,9

По второму следствию из закона Гесса рассчитываем тепловой эффект реакции образования 2 моль Cr:

DH o _f = 3321.84*4/8 = 1660.92 кДж

Тема 4.

Химическая кинетика и химическое равновесие

Задание 1. Определите, как изменится скорость реакции 2СО_(г) + О_2(г) = 2СО_2(г), когда прореагирует 40 % кислорода, если начальные концентрации реагирующих веществ равны, моль/л: С о _(СO)=0,8, =0,6.

Решение:

Запишем выражение закона действия масс для данной реакции:

1. Найдем скорость реакции в начальный момент времени

2. Найдем количество прореагировавшего кислорода

3. Найдем текущую концентрацию кислорода, т.е. в момент, когда прореагирует 40% О₂

4. Найдем количество прореагировавшего CO. В соответствии со стехиометрией реакции

5. Найдем текущую концентрацию CO

6. Найдем текущую скорость реакции

n = k • 0.32 2 • 0.36 = 0,036864k.

7. Найдем, во сколько раз уменьшится скорость реакции, когда прореагирует 40% кислорода

Задание 2. Для обратимой реакции N₂O_4(г) = 2NO_2(г) запишите выражение константы равновесия ΔН°, кДж = + 57. Предложите способы увеличения концентрации продуктов реакции

Решение:

Запишем уравнение для константы равновесия:

а) увеличением температуры, так как тепловой эффект реакции ∆H>0, т.е. реакция эндотермическая;

б) уменьшением давления, т.к. мольное количество газов в процессе реакции увеличивается

в) увеличением концентрации N₂O₄, а также снижением концентрации NO₂.

Тема 5. Растворы

Задание 1. Вычислите молярную, нормальную концентрации и титр 10%-го раствора сульфата магния. Плотность раствора 1,103 г/мл.

Решение:

В 100 г раствора содержится 10 г соли, рассчитаем массу раствора:

Молярная концентрация раствора:

Так как эквивалент MgSO₄ ½ , то нормальная концентрация:

Т=m/V=10/90.7 = 0.1103 г/мл

Задание 2. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций, протекающих в растворах между следующими веществами:

сульфатом меди (II) и соляной кислотой;

гидроксидом алюминия и гидроксидом калия;

сульфатом магния и карбонатом калия;

ацетатом свинца (II) и серной кислотой;

Задание . Составьте уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения

Решение:

Тема 3.

Химическая термодинамика

Решение:

В приложении 3 находим стандартные значения DH o _f и DS o для всех реагирующих веществ:

Вещество	DН_f 0 , кДж/моль	S 0 , Дж/моль×К
MgCO₃	-1096,21	65,69
MgO	-601,24	26,94
CO₂	-393,51	213,6

По следствию из закона Гесса вычисляем DH o _r реакции:

DH o _r = -601,24-393,51-(-1096,21) = 101,46 кДж

DH o _r > 0 - значит реакция является эндотермической, т.е. идет с поглощением теплоты.

По следствию из закона Гесса вычисляем DS o реакции:

DS o _r = 26,94+213,6-65,69 = 174,85 Дж/К

DS o > 0 – энтропия возрастает, т. к. в ходе реакции образуются газообразные вещества.

Вычисляем энергию Гиббса при стандартных условиях, т.е. при температуре 298 К:

DG o = DH o - TDS o = 101,46-298*0,17485 = 49,36 кДж.

DG o > 0, следовательно реакция при Т=298 К невозможна.

Вычисляем энергию Гиббса при температуре t =627 0 C

DG = DH o - TDS o = 101,46 - (627 + 273)*0,17485 = -55,91 кДж.

DG o 0 C протекание реакции возможно.

Температура, при которой наступает равновесие:

Решение:

В приложении 3 находим стандартные значения DH o _f для всех реагирующих веществ:

n, моль 4 11 2 8

Вещество	DН_f 0 , кДж/моль
FeS₂ (к)	-174,0
O₂ (г)	0
Fe₂O₃ (к)	-821,32
SO₂ (г)	-296,9

По второму следствию из закона Гесса рассчитываем тепловой эффект реакции образования 2 моль Cr:

DH o _f o _f = 3321.84*4/8 = 1660.92 кДж

Тема 4.

Химическая кинетика и химическое равновесие

Решение:

Запишем выражение закона действия масс для данной реакции:

1. Найдем скорость реакции в начальный момент времени

2. Найдем количество прореагировавшего кислорода

3. Найдем текущую концентрацию кислорода, т.е. в момент, когда прореагирует 40% О₂

4. Найдем количество прореагировавшего CO. В соответствии со стехиометрией реакции

5. Найдем текущую концентрацию CO

6. Найдем текущую скорость реакции

n = k • 0.32 2 • 0.36 = 0,036864k.

7. Найдем, во сколько раз уменьшится скорость реакции, когда прореагирует 40% кислорода

Решение:

Запишем уравнение для константы равновесия:

а) увеличением температуры, так как тепловой эффект реакции ∆H>0, т.е. реакция эндотермическая;

б) уменьшением давления, т.к. мольное количество газов в процессе реакции увеличивается

в) увеличением концентрации N₂O₄, а также снижением концентрации NO₂.

Тема 5. Растворы

Решение:

В 100 г раствора содержится 10 г соли, рассчитаем массу раствора:

Молярная концентрация раствора:

Так как эквивалент MgSO₄ ½ , то нормальная концентрация:

Т=m/V=10/90.7 = 0.1103 г/мл

Любое вещество в определенных условиях может проявлять свойства кислоты и основания по отношению к какому-либо другому веществу, включая и растворитель.

Со времен Аррениуса, по определению которого кислоты в водных растворах диссоциирует на ионы водорода и анионы, а основания диссоциируют на гидроксид-ионы и катионы, круг веществ, участвующих в реакциях кислотно-основного равновесия, значительно расширился. Общепринятными считаются протонная теория Бренстеда–Лоури и электронная теория Льюиса.

Протонная теория Бренстеда–Лоури применима лишь к протонсодержащим или протонприсоединяющим веществам. Согласно этой теории кислотой называется вещество, способное быть донором протонов, а основанием – вещество, которое может присоединить (акцептировать) протон:

По определению, HAn – кислота, An– – основание, сопряженное с этой кислотой. Любой кислоте соответствует сопряженное с ней основание.

Любое кислотно-основное равновесие включает взаимодействие двух пар сопряженных кислот и оснований.

В определенных условиях многие вещества могут вести себя как кислота или как основание. Эти два понятия неразделимы, а потому правильнее говорить о кислотно-основных свойствах данного вещества.

В соответствии с законом действующих масс константы равновесия реакций протолиза сопряженных кислот и оснований в воде связаны между собой простым соотношением

Перемножив константы сопряженных кислот и оснований, получим

Заменив активности и на равновесные концентрации, получим

Произведения констант диссоциации сопряженных кислот и оснований в водных растворах равно ионному произведению воды. По известным Kk(Kосн) можно легко найти значения сопряженных KВ.

Электронная теория Льюиса допускает, что участие в кислотно-основном равновесии протона необязательно, поэтому ее называют апротонной. Согласно апротонной (электронной) теории, кислотой называется вещество, способное присоединять электронную пару, а основанием – вещество, способное отдавать электронную пару.

При взаимодействии донора электронной пары :NF3 (кислота) и акцептора электронной пары BF3 (основание) образуется более устойчивое электронное окружение (октет) за счет донорно-акцепторной (двухэлектронной двухцентровой) связи.

Ни кислота, ни основание протонов не содержат.

Эта концепция расширяет границы веществ, проявляющих кислотно-основные свойства, включая в себя протонотдающие и протонприсоединяющие системы.

В периоде сила кислородсодержащей кислоты растет с увеличением заряда и с уменьшением радиуса иона кислотообразующего элемента:

Для одного и того же элемента константа диссоциации различных кислот возрастает по мере увеличения степени окисления кислотообразующего элемента примерно на пять порядков каждый раз.

В пределах одной группы элементов сила кислоты уменьшается по мере увеличения радиуса кислотообразующего элемента:

Для многоосновных кислот способность к депротонизации уменьшается по мере увеличения отрицательного заряда аниона:

При этом константа диссоциации каждой последующей ступени уменьшается примерно на пять порядков:

K1 : K2 : K3 = 1 : 10–5 : 10–10.

На состояние динамического равновесия, в котором находится раствор слабого электролита, сильно влияет присутствие одноименного иона. Так, диссоциация уксусной кислоты протекает по схеме

и для этой реакции

Прибавление к раствору уксусной кислоты ее соли (CH3COONa → CH3COO– + Na+) резко увеличивает концентрацию ионов CH3COO– и смещает равновесие в сторону образования недиссоциированных молекул кислоты. Ее диссоциация теперь пренебрежимо мала, и концентрация недиссоциированных молекул почти равна концентрации кислоты, тогда при [CH3COOH] = [кислота], и [CH3COO–] = [соль] концентрация H+ равна

Следовательно, концентрация ионов H+ этого раствора будет определяться соотношением концентраций кислоты и соли, взятых для его приготовления.

Рассуждая аналогичным образом, можно вывести уравнения для раствора слабого основания и его соли (NH4OH и NH4Cl):

Из предыдущих уравнений видно, что концентрация ионов водорода при разбавлении сохраняется, ибо отношения [кислота]:[соль], [соль]:[основание] остаются постоянными. Добавление к такой смеси кислоты или щелочи приводит к связыванию избыточных ионов H+ анионами, а OH– – катионами. Это смещает равновесие диссоциации слабого электролита, в результате чего концентрация H+ практически не меняется. Растворы, содержащие смесь слабого электролита и его соли, сохраняющие характерные для него значения pH при разбавлении, добавлении сильных кислот или щелочей, называются буферными

Если к одному литру ацетатного буфера, содержащего по 0,1 моля уксусной кислоты (K = 1,86 · 10–5) и ее соли, имеющего [H+] = 1,86 ∙ 10–5, pH 4,73, добавить 10 мл HCl (0,01 моля), то в результате реакции

концентрация кислоты увеличится, а соли уменьшится на 0,01 моля; тогда

Добавление такого же количества щелочи приведет к увеличению [CH3COO–]:

Следовательно, и в том, и в другом случае pH буферного раствора изменится на 0,09. Легко подсчитать, что добавление к 1 л воды 0,01 моля HCl или NaOH изменит pH на 5 единиц. Действительно, если в воде pH равно 7, то концентрация [H+]HCl с CM(HCl) = 0,01 моль∙л–1, то есть pH = 2; в NaOH с CM(HCl) = 0,01 моль∙л–1 pOH = 2, pH = 12.

Буферная емкость определяется количеством эквивалентов сильной кислоты или основания, которые необходимо добавить к 1 л буферного раствора, чтобы изменить его pH на единицу.

Очевидно, чем более концентрированный буферный раствор, тем больше его буферная емкость.

Читайте также: