Свойства буферных растворов

1. рН буферного раствора зависит от отношения концентраций компонентов буферных систем, а также свойств буферной пары и растворителя.

2. Различные буферные растворы обладают определенной буферной емкостью и сохраняют постоянство рН только до прибавления определенного количества кислоты или щелочи.

3. Буферная емкость тем больше, чем выше концентрация компонентов буферного раствора. Максимальная буферная емкость наблюдается у растворов, которые содержат равные концентрации компонентов буферной пары.

(2) Способность буферного раствора поддерживать постоянной величину pH основана на том, что один компонент раствора (смеси) связывает ионы водорода, а другой — гидроксид-ионы. Разбавление буферного раствора водой или концентрирование его путем выпаривания также почти не изменит pH, так как не изменится соотношение концентраций компонентов, от которого зависит концентрация Н и ОН.

(3) Буферные системы в живых организмах поддерживают постоянство рН в крови и тканях. Исследования показали, что в процессе обмена веществ в организме образуется большое количество кислых продуктов. Так, в организме человека за сутки образуется такое количество различных кислот, которое эквивалентно 20-30 л сильной кислоты.

8. Гидролиз солей. Типы гидролиза. Константа и степень гидролиза.

(1) Опыт показывает, что растворы солей имеют щелочную, кислую или нейтральную реакцию, хотя в своем составе соли не содержат ни водородных ионов, ни гидроксид-ионов. Это происходит в результате взаимодействия солей с водой. Взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита, называют гидролизом соли.

(2) Типы гидролиза:

1. Щелочная Соль=слабая кислота + сильное основание  гидролиз проходит по аниону

K+NO2-=KOH(CИ.O)+HNO2-(CЛ.K)

NO2-+H+OH˂---->HNO2+OH-

K++NO2+H2O ˂----> HNO2+K++OH-

2. Кислая Соль=Слабое основание+Сильная кислота ---> гидролиз проходит по катиону

NH4+CL-=NOH4OH()+HCL()

N4H++HOH˂=>NH4OH+H

NH4++CL-+H2O ˂=>NH4OH+H+CL

NH4CL˂=>NOH4OH+HCL

3. Слабокислая соль=слабое основание+слабая кислота

NH4NO2=NH4OH+HNO2

NH4NO2 ↔ NH4+ + NO2-

NH4+ + NO2- + Н2О ↔ NH4OН + НNO2

NH4NO2 + Н2О ↔ NH4OН + НNO2

4. Соль сильной кислоты и сильного основания↔не подвергается гидролизу при обычной температуре

(3) Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции, количественная величина глубины гидролиза:

1. К_г=К_в/К_к-ты

2. К_г=К_в/К_осн

3. К_г=К_в/К_осн * К_к-ты

ЧЕМ ВЫШЕ ТЕМПЕР И МЕНЬШЕ К_г (больше К_кис) СЛАБОГО ЭЛЕКТРОЛИТА, ТЕМ СИЛЬНЕЕ ГИДРОЛИЗ

Степень гидролиза, h= число, какая часть молекул от общего количества гидролизовалась:

1. 

2. 

3. 

Степень гидролиза тем больше:

1) чем больше Кв» т. е. чем больше температура (так как Кв возрастает с температурой),

2) чем меньше K_кис, т- е. чем слабее кислота (основание), которая образуется в результате гидролиза соли,

3) чем меньше концентрация, т. е. чем больше разбавлен раствор.

Таким образом, чтобы усилить гидролиз соли, надо разбавить раствор соли и нагреть его.

9. Скорость химических реакций и методы ее регулирования. Зависи­мость скорости реакции от температуры. Энергия активации. Уравне­ние Аррениуса.

(1) При рассмотрении вопроса о скорости реакций необходимо различать гомогенные и гетерогенные реакции. Гомогенная реакция протекает во всем объеме системы, а гетерогенная реакция протекает на поверхности твердого вещества (фазы). Поэтому определения скорости гомогенной и гетерогенной реакций различны.

Скоростью гомогенной реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объема системы:

где  v_гомог. – скорость гомогенной реакции, моль/л; n – количество вещества, моль;  V – объем системы, л; t – время; С – концентрация, моль/л.

Скоростью гетерогенной реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице площади поверхности фазы: где  S – площадь поверхности фазы.

Скорость химической реакции зависит от следующих факторов:

1. Природа реагентов. Здесь большую роль играет характер химических связей в со­единениях, строение их молекул.

2. Концентрация реагирующих веществ. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ выражается законом действующих масс: скорость элементарной химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных коэффициентам перед формулами веществ в уравнении реакции. Для реакции 2NO + O₂ = 2NO₂ кинетическое уравнение согласно закону действующих масс имеет вид: v = k C²(NO) · C(O₂)

где v - скорость реакции; С(NO) и C(О₂) - концентрации оксида азота (II) и кислорода, моль/л; k – константа скорости данной реакции.

В случае гетерогенных реакций,Гетерогенные реакции протекают на границе (поверхности) раздела фаз, например между веществами, находящимися в жидкой и твердой фазах. имеющих большое значение в технике (горение твердого топлива, коррозия металлов и т.д.), скорость процесса возрастает при увеличении поверхности контакта фаз. Для этого используют измельчение твердой фазы. В кинетическом уравнении для гетерогенной реакции концентрация твердой фазы не учитывается. Например, для горения углерода  C_(т) + O_2(г) → CO_2(г)  выражение закона действующих масс выглядит следующим образом: v = k · С(O₂)_. Разумеется, характеристики твердого веществаПод характеристиками твердого вещества здесь понимаются его химическая природа (состав), форма и размеры частиц, дефекты кристаллической структуры и т.д. влияют на скорость реакции, но это влияние отражается величиной константы скорости k.

3. Температура реакции. Температура влияет на скорость реакции, увеличивая константу скорости. Отношение, показывающее, во сколько раз увеличилась константа скорости при увеличении температуры на 10°, называют температурным коэффициентом скорости реакции.

4. Поверхность соприкосновения реагентов. Чем больше поверхность соприкосно­вения реагирующих веществ, тем быстрее протекает реакция. Реакция в растворах про­текает практически мгновенно.

5. Катализатор. Большое влияние на скорость реакции оказывают катализаторы – вещества, увеличивающие скорость реакции, но не входящие в состав продуктов.

(2,4) Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа, согласно которому при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость большинства реакций увеличивается в 2—4 раза.

Отношение, показывающее, во сколько раз увеличилась константа скорости при увеличении температуры на 10°, называют температурным коэффициентом скорости реакции

,

где v₁ и v₂ - скорости реакции при температурах t₁ и t₂ cоответственно; γ - температурный ко, эф­фициент скорости реакции. Температура влияет на скорость реакции, увеличивая константу скорости. Зависимость скорости от температуры определяется теорией активации-в реакцию вступают только АКТИВНЫЕ молекулы, которые преобретают активность в результате нагревания. Это иллюстрирует уравнение Аррениуса:

где k₀ - предэкспоненциальный множитель; E_a - энергия активации реакции; R - универсальная газовая постоянная, R = 8,313 Дж/(моль·К); Т— абсолютная температура.

(3) Неактивные частицы можно сделать активными, если сообщить им необходимую дополнительную энергию, этот процесс называют активацией. Один из способов активации — увеличение температуры: при повышении температуры число активных частиц сильно возрастает, благодаря чему резко увеличивается скорость реакции. Энергию, которую надо сообщить молекулам (частицам) реагирующих веществ, чтобы превратить их в активные, называют энергией активации. Ее величина определяется опытным путем, обозначается буквой Е_а и обычно выражается в кДж/моль. Величина энергии активации зависит от природы реагирующих веществ и служит характеристикой реакции. Чтобы реагирующие вещества А и В образовали продукт реакции АВ, они должны преодолеть энергетический барьер. На это затрачивается энергия активации Е_а, на величину которой возрастает энергия системы. При этом в ходе реакции из частиц реагирующих веществ образуется промежуточная неустойчивая группировка, называемая переходным состоянием или активированным комплексом последующий распад которого приводит к образованию конечного продукта АВ. Если при распаде активированного комплекса энергии выделяется больше, чем это необходимо для активации частиц, то реакция будет экзотермической, в противном случае — эндотермической. Примером эндотермической реакции может служить обратный процесс — образование из вещества АВ веществ А и В. Если энергия активации мала, то за время протекания реакции энергетический барьер сумеет преодолеть большое число частиц и скорость реакции будет высокой, но если энергия активации велика, то реакция будет идти медленно.