Ионное произведение воды.

ИПВ – это величина, постоянная при данной температуре для воды и любых водных растворов, равная произведению концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов.

K(H2O) = [H+]*[OH-]

K(H2O) = 1*〖10〗^(-14) (t = 25C)

Водородный показатель (pH) – это количественная характеристика кислотности среды, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации свободных ионов водорода в растворе.

pH = -lg[H+]

Гидроксильный показатель (pOH) – это величина, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации свободных гидроксид-ионов в растворе

pH = -lg[OH-]

pH+pOH=14

Среда [H+] [OH-] pH pOH

Нейтральная 〖10〗^(-7) 〖10〗^(-7) 7 7

Кислая >〖10〗^(-7) <〖10〗^(-7) <7 >7

Щелочная <〖10〗^(-7) >〖10〗^(-7) >7 <7

Расчет pH растворов сильных и слабых основании и кислот.

Слабая кислота: pH=1/2pKk-1/2lgCk где pK= -lgK – называется показатель константы диссоциации слабой кислоты или основания.

Слабое основание: pH=14-1/2pKо+1/2lgCо

Сильная кислота: pH= -lg(zCk) где z – число ионов водорода.

Сильное основание: pH=14+lg(zCo) где z – число ионов гидрооксидов.

Расчет pH буферных систем. Основные уравнения. Уравнение Гендерсона-Гассельбаха.

Буферными называют растворы или системы, pH которых не изм-ся от добавления к ним небольших кол-в сильной кислоты или щелочи, а также при разведении. Простейший буферный раствор-это смесь слабой кислоты и соли, имеющий с этой кислотой общий анион. Например смесь CH3COOH-уксусной кислоты и ацетата натрия CH3COONa.

Классификация: по составу различают

1)кислотные – состоят из слабой кислоты и её соли. Например: оксигемоглабин, фосфатный бикорбанат.

2) основные состоят из слабого основания и ее соли. Например амиачные: амфотерные, амфолитные -состоят из веществ, которые проявляют свойства как кислот, так и основании (белковый буфер). Для буферной системы состящей из HAn моль/л слабой кислоты и KtAn моль/л ее соли, концентрация ионов водорода H+=KHan =(HAn-H+)/(KtAn+H+), -называют уравнением Гендерсона-Гассельбаха ,отсюда H+=K HAn =HAn/KtAn где KHan- константа эл.диссоциации слабой кислоты. Логарифмируя обе части и меняя знаки на обратные, приходим к уравнению для расчета pH рассматриваемого буферного раствора pH=pKHAn- lgHAn/KtAn, где pKHAn- десятичный логарифм константы эл.диссоциации слабой кислоты. Способность буферного раствора сохранять pH по мере прибавления сильной кислоты или щелочи приблизительно на постоянном уровне далеко не беспредельна и ограничена величиной называемой буферной емкости В. За единицу буферной емкости обычно принимают емкость такого буферного раствора, для изменения pH которого на единицу требуется введение сильной кислоты или щелочи в количестве 1 моль эквивалента на 1л раствора. Буферная емкость В может быть рассчитана по формуле В=с/(pH2-pH1). Общая буферная емкость артериальной крови достигает 25.3 ммоль/л, у венозной крови она несколько ниже и обычно не повышает 24.3 ммоль/л.

Механизм буферного действия на примере хлоридноамиачного раствора.

При добавлении сильной кислоты (HCl)

Сильная кислота(HCl) взаимодействует со слабым основанием (NH4OH)

Происходит реакция нейтрализации, и кислота заменяется эквивалентным количеством соли.

Концентрация свободных гидроксид – ионов восполняется за счет потенциальной основности гидроксида аммония, а потому pH раствора практически не изменяется.

NH4OH+HCl=NH4Cl+H2O

NH4OH+H+Cl=NH4+Cl+H2O

NH4OH+H=NH4=H2O

При добавлении сильного основания(NaOH)

Щелочь (NaOH) взаимодействует с солью (NH4Cl)

Образуется слабое основание (NH4OH), и pH раствора не изменяется.

NH4Cl+NaOH=NH4OH+NaCl

NH4+Cl+Na+OH=NH4OH+Na+Cl

NH4+OH=NH4OH