Методические указания для выполнения самостоятельной работы студентами специальностей 260202 «Технология хлеба, кондитерских и макаронных изделий» (стр. 8 из 12)
Многие природные цветы, ягоды, листья и корни содержат окрашенные вещества и способны, попадая в кислую или щелочную среду, изменять свой цвет. Цветы ириса, темные тюльпаны, розы, анютины глазки, мальва, отвар малины, ежевики, черники, голубики, черной смородины, листья краснокочанной капусты и сок свеклы являются своего рода природными индикаторами. Получить такой индикатор не трудно, нужно просто сделать отвар или сок какого-то природного сырья. Так, например, виноградный сок, имеющий темно-коричневый цвет, в кислой среде становится красным, в щелочной - зеленым. Синий ирис в кислоте красный, а в щелочи зелено-голубоватый. Домашние хозяйки давно заметили, что если в борщ перед концом варки добавить немного пищевой кислоты (уксусной или лимонной), то он становится ярко-красным.
- Буферные растворы
Буферными называют растворы, рН которых практически не изменяется при добавления к ним небольших количеств сильной кислоты или щелочи, а также при разведении. Простейший буферный раствор – это смесь слабой кислоты и соли, имеющей с этой кислотой общий анион (например, смесь уксусной кислоты СН3СООН и ацетата натрия СН3СООNa), либо смесь слабого основания и соли, имеющей с этим основанием общий катион (например, смесь гидроксида аммония NH4OH с хлоридом аммония NH4Cl).
3.1 Классификация кислотно-основных буферных систем
Для анализа применяют буферные системы трех типов.
3.1.1 Слабая кислота и ее анион А- /НА:
ацетатная буферная система СН3СОО-/СН3СООН в растворе СН3СООNa и СН3СООН, область действия рН 3, 8 – 5, 8.
Водород-карбонатная система НСО3-/Н2СО3 в растворе NaНСО3 и Н2СО3, область её действия – рН 5, 4 – 7, 4.
3.1.2 Слабое основание и его катион В/ВН+:
аммиачная буферная система NH3/NH4+ в растворе NH3 (NH4OH) и NH4Cl,
область ее действия – рН 8, 2 – 10, 2.
3.1.3 Анионы кислой и средней соли или двух кислых солей:
карбонатная буферная система СО32- /НСО3- в растворе Na2CO3 и NaHCO3, область ее действия рН 9, 3 – 11, 3.
Фосфатная буферная система НРО42-/Н2РО4- в растворе Nа2НРО4 и NаН2РО4, область ее действия рН 6, 2 – 8, 2.(могут быть и такие: Na2HPO4 + Na3PO4 ; Н3РО4 + NaH2PO4).
Эти солевые буферные системы можно отнести к 1-му типу, т. к. одна из солей этих буферных систем выполняет функцию слабой кислоты. Так, в фосфатной буферной системе анион Н2РО4- является слабой кислотой.
3.2.1 Механизм буферного действия
Его можно понять на примере ацетатной буферной системы СН3СООNa -/СН3СООН, в основе действия которой лежит кислотно-основное равновесие:
СН3СООН
СН3СОО- + Н+; (рКа = 4, 8).Главный источник ацетат-ионов – сильный электролит СН3СООNa:
СН3СООNa
СН3СОО- + Na+.При добавлении сильной кислоты сопряженное основание СН3СОО- (соль (СН3СООН) связывает добавочные ионы Н+, превращаясь в слабую уксусную кислоту:
СН3СОО- + Н+
СН3СООН(кислотно-основное равновесие смещается влево, по Ле Шателье).
Уменьшение концентрации анионов СН3СОО- точно уравновешивается повышение концентрации молекул СН3СООН. В результате происходит небольшое изменение в соотношении концентраций слабой кислоты и ее соли, а следовательно, и незначительно изменяется рН.
При добавлении щелочи протоны уксусной кислоты (резервная кислотность) высвобождаются и нейтрализуются добавочные ионы ОН-, связывая их в молекулы воды:
СН3СООН + ОН-
СН3СОО- + Н2О(кислотно-основное равновесие смещается вправо, по Ле Шателье).
В этом случае также происходит небольшое изменение в соотношении концентраций слабой кислоты и ее соли, а следовательно, и незначительное изменение рН. Уменьшение концентрации слабой кислоты СН3СООН точно уравновешивается повышение концентрации анионов СН3СОО-.
Таким образом буферное действие раствора обусловлено смещением кислотно-основного равновесия за счет связывания добавляемых в раствор ионов Н+ и ОН- в результате реакции этих ионов и компонентов буферной системы с образованием малодиссоциированных продуктов.
Способность буферного раствора сохранять рН по мере прибавления сильной кислоты или щелочи приблизительно на постоянном уровне далеко не беспредельна и ограничена величиной так называемой буферной емкости В. За единицу буферной емкости обычно принимают емкость такого буферного раствора, для изменения рН которого на единицу требуется введение сильной кислоты или щелочи в количестве 1 моль эквивалента на 1дм3 раствора. Т. е. это величина, характеризующая способность буферного раствора противодействовать смещению реакции среды при добавлении сильных кислот или сильных оснований.
Буферная емкость, как следует из ее определения, зависит от ряда факторов:
Чем больше количества компонентов кислотно-основной пары основание/ сопряженная кислота в растворе, тем выше буферная емкость этого раствора (следствие закона эквивалентов).
Буферная емкость зависит от соотношения концентраций компонентов буферного раствора, а следовательно, и от рН буферного раствора.
Пример 1. Объясните буферное действие аммонийной буферной смеси (NH4OH+NH4Cl).
Выполнение. Данная буферная смесь состоит из слабого основания NH4OH и его соли NH4Cl. При добавлении к этой смеси небольшого количества разбавленной сильной кислоты, например, HCl она взаимодействует с NH4OH по уравнению:
NH4OH + HCl=NH4Cl + HOH.
Ион Н+ в результате этой реакции оказался в составе слабого электролита HOH
и не может оказать влияния на изменение концентрации ионов Н+, на рН раствора.
При добавлении к аммонийной буферной смеси небольшого количества разбав- ленного сильного основания, щелочи, например, NaOH она взаимодействует с солью NH4Cl по уравнению:
NH4Cl + NaOH
NH4OH + NaCl.Ион ОН- в результате этой реакции оказался в составе слабого электролита NH4OH и не может оказать влияния на изменение концентрации ионов Н+ и ОН-,на рН раствора.
Вывод: буферное действие аммонийного буфера (и других буферных смесей)
объясняется тем, что в составе их находятся два вещества: слабое основание или слабая кислота и их соль. Одно из этих веществ взаимодействует с сильной кислотой, а другое – с сильным основанием. В результате этих реакций ионы Н+ и ОН-, входившие в состав сильных электролитов, оказываются в составе слабых электролитов и не могут оказать влияния на изменение концентрации ионов водорода и гидроксила, на рН раствора (следует помнить о буферной емкости).
Вопросы для самоконтроля
1. Буферными растворами называются такие растворы…
2. В состав формиатного буфера входят…
3. Фосфатные буферные растворы могут быть составлены из …
4. При добавлении к ацетатному буферу 1капли КОН рН не изменится т.к…
Изучив материал «Концентрация ионов водорода в воде», вы должны
знать:
× что называется ионным произведением воды:
× что называется : а)водородным показателем ; б)гидроксильным показателем;
× значения рН и рОН для кислой, нейтральной и щелочной среды растворов;
× способы определения рН раствора в ходе анализа;
× порядок расчета рН и рОН по известным концентрациям [H+], [OH-] и наоборот;
× какие растворы называют буферными, для чего они применяются в анализе;
× состав наиболее часто используемых на практике буферных смесей;
уметь:
× сопоставить значения рН и рОН со средой раствора;
× рассчитывать рН и рОН по известным концентрациям [H+], [OH-] и наоборот;
× объяснить буферное действие буферных смесей и подобрать буферную смесь для анализа.
Тема 6. Гидролиз солей
Гидролиз солей – обменная реакция ионов некоторых солей с молекулами воды, в результате которой происходит смещение равновесия диссоциации воды за счет образования веществ слабых электролитов.
Вода в незначительной мере диссоциирует на ионы:
Н2О « Н+ + ОН–.
Произведение равновесных концентраций ионов Н+ и ОН– называется ионным произведением воды K(Н2О). При стандартных условиях оно составляет величину 10–14:
KН2О = [Н+] ∙ [ОН–] = 10–14.
В нейтральном растворе [Н+] = [ОН–] = 10–14 = 10–7 моль/л.
1. Взаимодействие ионов солей с водой
1.1 Рассмотрим взаимодействие анионов с водой. Анионы, образовавшиеся при диссоциации солей и способные к связыванию с ионами Н+, вызывают смещение равновесия диссоциации воды, так как они взаимодействуют с молекулами воды.
Например:
CO32– + H2O « HCO3– + OH–.