Буферные р-ры. Механизм буферного действия, понятие буферной емкости. Расчет рН.

Сущ-т р-ры при + к которым небольш.кол-ва кислоты, щелочи или при их разбавлении рн изменяется незначительно- буферные р-ры. А указанная их способность поддерживать рн практически постоянной наз-ся буферным действием.

Буф.спос-тью обладают смеси след.типа:

1.смесь слабой к-ты и соли с одноименным анионом. CH₃COOH+CH₃COONa

2. смесь слабого основания и соли с одноименным катионом NH₃+NH₄Cl

3. смесь слабой многоосновной к-ты различной степени замещенности NaH₂PO₄+Na₂KPO₄

Буферное действие р-ров хар-ся буферной емкостью. Это то мин.кол-во сильной к-ты или щелочи, кот.необходимо добавить к 1 л. Буферного р-ра, чтобы его рН изменилась на еденицу.

рН буф.р-ров зависит от конст.диссоциации слабой к-ты или основания и от компонентов буф.р-ра.

[H⁺]= Ккисл*(Скисл./Ссоли)

[ОH^-]= Косн.*(Сосн../Ссоли)

Равновесие в водных р-рах гидролизующих солей. Расчет рН.

Расчет рН в р-рах солей:

1) гидролиз по аниону

для расчета рН в р-ре соли удобнее ползоваться след.схемой:

а) написать Ур-е р-ции гидролиза

б) рассчитать концентрацию ионов

в) рассчитать рОН, затем рН

2) при гидролизе по катиону

3) в случае совместного гидролиза по катиону и аниону

Понятие об окислительно-восстановительной системе. Окислительно-восстановительный потенциал. Ур-е Нернста.

Признаком ОВР явл.переход электронов от одних частиц к другим.

Напр. 2Fe²⁺+Sn²⁺→2Fe²⁺+Sn⁴⁺

Электрон переходит от ионов олова (восст-ль) к ионам железа (ок-ль).

Каждую ОВР можно представить как сумму 2х полуреакций:

Восстановление- окислителя и окисление-восстановителя.

Роль окислителя закл.в присодеинении электрона, а роль восст-ля в их отдаче, то т.о различие в силе ок-ей и восст-лей связана с их спос-тью к присоединению или отдаче электрона.

Чем легче атом, ион, молекула отдает электрон , тем является более сильным восст-лем, и наоборот, чем больше средство к Эл-ну, тем более сильным окислителем она явл.

Количественно эту активность хар-т значением Е-потенциала.

ОВ систему или редоксопару запис-т: Fe³⁺ /Fe²⁺

Sn⁴⁺ / Sn

Потенциал отдельн.редоксопар изменить невозможно, но можно составлять гальванич.эл-ты, комбинируя редоксопары с одной и той же системой, условно принятой в качестве отсчетной. Такой отсчетной системой явл.система (2Н⁺/Н₂).

Потенциал ОВ пары зависит не только от ее природы, но и от др.факторов- гл.явл. концентрация и активность.

Ур-е Нернста:

где, Е⁰ –станд. ОВ потенциал, R-газовая постоянная, T-абсолютная температура, n-число электронов участвующих в процессе, F-постоянная Фарадея (96500 Кл/моль), под log стоит отношение активности окислительных и восстановительных форм.

Значение Е наз-т реальным ОВ потенциалом системы.

Константа равновесия ОВР.

Возможность протекания ОВР в противоположн.направлении свидетельствует о ее обратимости. Обратимые хим.р-ции хар-ся константой равновесия. ОВ потенциалы соответствующих редоксопар опр-ся Ур-ем Нернста.

где, n- общее число электронов переходящих от ок-ля к восст-лю.

Применение ОВР в анализе многообразно: для обнаружения ионов, для количественного обнаружения ионов, разделения ионов, устранения мешающих анализу ионов.