1 курс / Химия / neorganicheskaya_i_analiticheskaya_khimia_metodicheskie_ukazania

76. Показано, что максимальная интенсивность накопления хлорофилла у бе-

резы и ольхи имеет место при рН 5.40. В каком соотношении должны присут-

ствовать растворы Na2HPO4 и NaH2РО4 с одинаковыми концентрациями С(NaH2РО4) и С(Na2HРО4)= 0.1 моль/л, чтобы поддержать такой уровень кис-

лотности в клетке?

77. В трех колбах приготовлено по 10 мл буферного раствора, состоящего из

35 мл растворов CH3COOH с концентрацией C (CH3COOH) = 0.1 моль/л, и та-

кого же объёма и концентрации раствор ацетата натрия. В первой колбе рас-

твор не разбавлен, во второй разбавлен в 2 раза, в третьей в 3 раза. Каковы зна-

чения рН растворов во всех колбах? Сделайте вывод и объясните происходя-

щее.

78. Рассчитайте объем раствора формиата натрия с концентрацией С(HCOONa) = 0.2 моль/л, который надо добавить к 100 мл раствора муравьиной кислоты,

С(HCOOH)=0.1 моль/л, чтобы приготовить буферный раствор с рН=3.75. Рас-

смотрите механизм действия такого буфера.

79. Буферная смесь, состоящая из Na2HPO4 с концентрацией С(Na2HPO4) = 0.1

моль/л и NaH2PO4 С(NaH2PO4) = 0.1 моль/л, сохраняет постоянным рН крови. В

каком соотношении надо смешать растворы этих солей, если рН крови = 7?

80. рН плазмы крови равен 7.4 и поддерживается в основном буферной систе-

мой HCO3-/H2CO3. В каком соотношении находятся компоненты карбонатного буфера с NaHCO3 и Н2СО3, если концентрации растворов равны 0.1 моль/л?

1.4.9. Лабораторная работа № 2

Свойства буферных растворов

1. Какие растворы называют буферными?

2. Приведите примеры искусственных и естественных буферных смесей.

3.Сформулируйте механизм действия буферных растворов.

4.Представьте формулы для расчета рН буферных растворов.

51

Опыт № 1. Приготовление буферных растворов

Приготовьте по 4 мл буферных растворов:

ацетатного:

(2 мл раствора СН3СООН с концентрацией С(СН3СООН )=0.1 моль/л + 2 мл раствора CH3COONa с концентрацией С(CH3COONa)=0.1 моль/л )

аммонийного:

(2 мл 0.1 моль/л раствора NH4OH + 2 мл 0.1 моль/л раствора NH4Cl).

Определите экспериментально рН обеих буферных смесей и сравните с рас-

четными значениями.

Опыт № 2. Буферное действие

В две пробирки налить по 1 мл ацетатного и аммиачного буферов порознь. В

первый буфер внести 1 каплю 0.05 моль/л соляной кислоты, во вторую - 1 кап-

лю 0.05 моль/л раствора гидроксида натрия. Растворы перемешать стеклянной палочкой.

1. Определите рН каждого раствора экспериментально.

2. Изменился ли рН растворов?

3. Объясните механизм буферного действия.

Опыт № 3. Влияние разбавления на рН буферного раствора

Поместите в пробирку 5 капель приготовленного ацетатного буфера и разбавь-

те его в 25 раз (добавьте 6 мл воды). Затем разбавьте смесь еще в 10 раз.

1. Определите экспериментально рН после каждого разбавления и срав-

ните с рН исходного раствора.

2. Используя формулы для расчета рН буферных смесей, объясните полу-

ченные результаты.

Опыт № 4. Потеря буферного действия

Налейте в 4 пробирки по 0.5 мл приготовленного ацетатного буферного рас-

твора, затем добавить раствора гидроксида натрия С(NaOH) = 0.05 моль/л: в

52

первую - 1 каплю, во вторую - 2 капли, в третью - 3 капли, в четвертую - 4

капли.

1. Определите рН каждого раствора.

2. Постройте график в координатах: рН буферного раствора – объем щелочи (объем капли принять равным 0.05 мл).

3.Что такое буферная емкость?

4.Как рассчитывается буферная емкость?

5.При каком объеме (концентрации) кислоты прекращается действие приготовленного буфера?

1.4.10. Гидролиз солей

Гидролизом солей называется обменная реакция ионов соли с молекула-

ми воды, в результате которой смещается равновесие диссоциации воды и ча-

сто изменяется рН растворов.

Согласно современным представлениям о механизме диссоциации. ионы в водном растворе окружены гидратной оболочкой.

Катионы удерживают свою гидратную оболочку за счет донорно-

акцепторной связи:

НZ+

Katz+ ← О

Н

Анионы удерживают свою гидратную оболочку за счет водородной связи:

О

Н

53

Таким образом, гидролиз является результатом поляризационного

взаимодействия ионов соли с их гидратной оболочкой.

Гидролизу подвергаются соли, образованные:

1.слабым основанием и сильной кислотой;

2.сильным основанием и слабой кислотой;

3.слабой кислотой и слабым основанием;

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием и нераство-

римые соли гидролизу не подвергаются.

I. Гидролиз по катиону (соль образована слабым основаниями и сильной кислотой).

Под действием электрического поля иона соли в молекуле воды происхо-

дит перераспределение зарядов, и молекула воды становится более полярной,

связи в ней разрываются. Этот процесс для катионов можно представить так:

НZ+

Н

Существуют соли:

а) однозарядных катионов NH4+, Cu+;

б) двухзарядных Си2+ , Zn2+ , Cd2+ , Mn2+; в) трехзарядных А13+ , Cr3+ , Fe3+ .

Пример: Рассмотрим гидролиз соли хлорида цинка. Так как катион Zn2+

двухзарядный, гидролиз идет ступенчато. По второй ступени гидролиз идет не-

значительно.

1 ступень:

Ионное уравнение: Zn2+ + Н2О <=> ZnOH+ + Н+

Молекулярное уравнение: ZnCl2 + Н2О <=> ZnOHCl + HC1

54

Пример: Рассмотрим гидролиз соли Na2S . Анион S2- двухзарядный, поэтому гидролиз идет по двум ступеням:

щелочную реакцию (рН > 7).

55

III. Гидролиз по катиону и аниону

(соль образована слабым основанием и слабой кислотой).

Гидролиз необратим, если образуются осадки, малоустойчивые соединения или газообразные вещества.

а) (NH4)2S + 2Н2О → NH4OH + H2S↑

б) NH4CH3COO + Н2О ↔ NH4OH + СН3СООН

Реакция среды близка к нейтральной и определяется силой слабого основа-

ния и слабой кислоты. Для решения характера среды таких солей сравнивают константы диссоциации электролитов.

KвNH4OH = 1.79 • 10-5, KаН2S = 6 • 10-8, т.к. KвNH4OH > KаH2S в случае "а" рН > 7,

Гидролиз отсутствует в случае, если соль образована сильным осно-

ванием и сильной кислотой (KCl, Na2SO4, NaNO3, NaClO4).

Количественные характеристики процесса гидролиза

Гидролиз характеризуется двумя величинами:

1.степенью гидролиза hг (%, доли единицы);

2.константой гидролиза (Кг).

Обратимые реакции гидролиза, как и прочие обратимые процессы, под-

чиняются закону действующих масс, следовательно, для любого обратимого

случая гидролиза можно записать выражение константы равновесия.

Так, для реакции гидролиза NH4C1 + Н2О <=> NH4OH + HC1

Расчет констант гидролиза проводится по уравнениям, представленным в

56

таблице 1.

Степень гидролиза hг - это отношение концентрации соли, подверг-

шейся гидролизу Ссоли, к общей концентрации соли Собщ.:

hг = Ссоли 100 % Собщ

Связь количественных характеристик процесса гидролиза Kг и hг, а также рас-

чет рН растворов солей, подвергающихся гидролизу представлены в табл.1.

Таблица 1.

Уравнения для расчета Kг; hг и рН растворов солей, подвергающихся гидролизу

Ка – константа диссоциации кислоты;

С – молярная концентрация соли, моль/л;

рКа – силовой показатель кислоты;

Кв – константа диссоциации основания;

рКв – силовой показатель основания.

57

Факторы, влияющие на гидролиз:

Гидролиз – обратимый процесс, равновесие которого можно сместить под дей-

ствием некоторых факторов.

1.Разбавление – усиливает гидролиз, hг увеличивается.

2.Нагревание – усиливает гидролиз, так как гидролиз эндотермический процесс (Q<0) .

3.Удаление продукта гидролиза – усиливает гидролиз, смещает равновесие вправо.

4.Добавление одного из продуктов гидролиза – подавляет гидролиз, равно-

весие смещается влево.

5.Чем слабее кислота или основание (чем меньше их константа диссоциа-

ции), тем сильнее протекает гидролиз.

6.Гидролиз солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием протекает сильнее всего и не зависит от концентрации.

Пример расчета константы гидролиза солей многоосновных кислот:

Na2CO3

1)CO32- + HOH <=> HCO3- + OH-

2)HCO3- +HOH <=> H2CO3 + OH-

1.4.11.Контрольные задания 81-90

81.Содержание сульфата цинка в грунтовых водах изменилось с 0.002 до 1.75

мг/л. Как изменится рН вод при этом? Покажите расчётами.

58

82. Для внекорневой подкормки сосны применили раствор сульфата меди (II) с

молярной концентрацией 0.001 моль/л. Будете ли контролировать среду поч-

венного раствора, или это не имеет значения?

83. Как изменится среда нейтрального почвенного раствора, если с ороситель-

ными водами в него попали соли кобальта (нитрата) 0.06 мг/л?

84. Анализами установлено, что в оросительных, грунтовых и дренажных водах содержание солей меди составило 0.025 мг/л и 0.007 мг/л соответственно. Рас-

считайте, раствор какой соли в большей степени подкислит почвенный рас-

твор?

85. Какова должна быть концентрация раствора хлорида аммония, если он из-

меняет (уменьшает) рН по сравнению с нейтральной средой на 2 единицы?

86. Покажите расчетами каким оказался эффект при внесении в солончаковую почву микроэлементов с солями ZnSО4 и MnSО4 с точки зрения состояния ре-

акции почвенного раствора.

87.Анализом установлено, что рН почвенного раствора равен 9.3. В качестве химического мелиоранта взят раствор FeSО4. Какова должна быть молярная концентрация соли, чтобы рН уменьшить на 1?

88.Для орошения использовали воду, в которой содержится Cd2+ (в виде Сd(NO3)2); рН почвенного раствора стал 6.5. Какова молярная концентрация соли в такой воде?

89. Соли тяжелых металлов оказывают влияние на длину проростков пшеницы

(уменьшают). Каков рН раствора нитрата никеля, в 100 мл которого содержит-

ся 0.02 г соли?

90. Фитотоксичность для люцерны показал никель. Так, концентрация его в сухом веществе люцерны может увеличиваться в 150 раз, при увеличении кон-

центрации Ni(N03)2 в питательном растворе с 5 мг/л до 250 мг/л. Как изменится рН таких растворов? Покажите расчётом.

59

1.5. Окислительно - восстановительные процессы

(редокс –процессы)

Окислительно - восстановительными - называются реакции, сопро-

вождающиеся изменением степеней окисления элементов реагирующих ве-

ществ. Они сопровождаются полным или частичным переносом электронов от одного атома к другому.

Степень окисления элемента - это условный заряд атома в молекуле,

вычисленный, исходя из предположения, что молекула состоит из ионов.

Для вычисления степени окисления элемента в соединении следует исходить из следующих положений:

1.Степень окисления элемента в простых веществах равна нулю.

2.Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, равна нулю.

3.Постоянную степень окисления в соединениях проявляют щелочные металлы

(+1), щелочно-земельные металлы, цинк, магний и кадмий (+2).

4. Водород проявляет степень окисления +1 во всех соединениях, кроме гидри-

дов металлов, например NaH, CaH2.

5. Степень окисления кислорода в соединениях равна -2, за исключением пе-

роксидов (H2O2) и фторида кислорода (OF2).

Пользуясь изложенными правилами, рассчитаем степень окисления хро-

ма в соединении К2СrO4. Сумма зарядов на калии +2, на кислороде -8, тогда

+2+х-8=0. Решая уравнение, находим, что х = + 6, следовательно, степень окис-

ления хрома равна +6.

Окислением называется процесс отдачи электронов атомом или ионом,

например: Zn° - 2е = Zn2+; Fe2+ - е = Fe3+; S2- - 2е = S°

Восстановлением называется процесс присоединения электронов к атому или иону, например:

Р° + Зе = Р3-; Сu2+ + 2е = Сu°; С12 + 2е = 2C1-

60