Какие свойства называют кислотными
Кислоты — сложные вещества, состоящие из одного или
нескольких атомов водорода, способных замещаться на атома металлов, и кислотных
остатков.
Классификация
кислот
1.
По числу атомов водорода: число атомов водорода (n) определяет основность кислот:
n
= 1 одноосновная
n
= 2 двухосновная
n
= 3 трехосновная
2.
По составу:
а) Таблица кислородсодержащих кислот, кислотных остатков и
соответствующих кислотных оксидов:
Кислота (НnА) | Кислотный остаток | Соответствующий кислотный оксид |
H2SO4 серная | SO4 (II) сульфат | SO3 оксид |
HNO3 азотная | NO3 (I) нитрат | N2O5 оксид азота |
HMnO4 марганцевая | MnO4 (I) перманганат | Mn2O7 оксид марганца |
H2SO3 сернистая | SO3 (II) сульфит | SO2 оксид |
H3PO4 ортофосфорная | PO4 (III) ортофосфат | P2O5 оксид |
HNO2 азотистая | NO2 (I) нитрит | N2O3 оксид |
H2CO3 угольная | CO3 (II) карбонат | CO2 оксид углерода |
H2SiO3 кремниевая | SiO3 (II) силикат | SiO2 оксид |
НСlO хлорноватистая | СlO (I) гипохлорит | Сl2O оксид хлора (I) |
НСlO2 хлористая | СlO2 (I) хлорит | Сl2O3оксид хлора (III) |
НСlO3 хлорноватая | СlO3 (I) хлорат | Сl2O5 оксид хлора (V) |
НСlO4 хлорная | СlO4 (I) перхлорат | Сl2O7оксид хлора (VII) |
б) Таблица бескислородных кислот
Кислота (НnА) | Кислотный остаток (А) |
HCl соляная, хлороводородная | Cl (I) хлорид |
H2S сероводородная | S(II) сульфид |
HBr | Br (I) бромид |
HI йодоводородная | I(I) йодид |
HF | F(I) фторид |
Физические
свойства кислот
Многие кислоты,
например серная, азотная, соляная – это бесцветные жидкости. известны также
твёрдые кислоты: ортофосфорная, метафосфорная HPO3,
борная H3BO3.
Почти все кислоты растворимы в воде. Пример нерастворимой кислоты – кремниевая H2SiO3.
Растворы кислот имеют кислый вкус. Так, например, многим плодам придают кислый
вкус содержащиеся в них кислоты. Отсюда названия кислот: лимонная, яблочная и
т.д.
Способы
получения кислот
бескислородные | кислородсодержащие |
HCl, HBr, HI, HF, | HNO3, H2SO4и другие |
ПОЛУЧЕНИЕ | |
1. Прямое взаимодействие неметаллов H2 + Cl2 = 2 HCl | 1. Кислотный оксид + вода = кислота SO3 + H2O = H2SO4 |
2. Реакция обмена между солью и менее 2 NaCl (тв.) + H2SO4(конц.) = Na2SO4 + 2HCl | |
Химические
свойства кислот
1. Изменяют окраску индикаторов
Видео «Действие кислот на индикаторы»
Название индикатора | Нейтральная среда | Кислая среда |
Лакмус | Фиолетовый | Красный |
Фенолфталеин | Бесцветный | Бесцветный |
Метилоранж | Оранжевый | Красный |
Универсальная индикаторная бумага | Оранжевая | Красная |
2.Реагируют с металлами в ряду активности до H2
(искл. HNO3 –азотная кислота)
Видео «Взаимодействие кислот с металлами»
Ме + КИСЛОТА =СОЛЬ + H2↑
(р. замещения)
Zn + 2 HCl = ZnCl2 + H2
3. С основными (амфотерными) оксидами – оксидами металлов
Видео «Взаимодействие оксидов металлов с кислотами»
МехОу + КИСЛОТА=
СОЛЬ + Н2О (р. обмена)
CuO + H2SO4 = Cu SO4 + H2O
4. Реагируют с основаниями – реакция нейтрализации
КИСЛОТА + ОСНОВАНИЕ= СОЛЬ+ H2O (
р. обмена)
H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O
5. Реагируют с солями слабых, летучих кислот — если образуется кислота,
выпадающая в осадок или выделяется газ:
2 NaCl (тв.) + H2SO4(конц.) = Na2SO4 + 2HCl↑ ( р. обмена)
Сила кислот убывает в ряду:
HI > HClO4
> HBr > HCl > H2SO4 > HNO3 >
HMnO4 > H2SO3 > H3PO4
> HF > HNO2 >H2CO3 > H2S
> H2SiO3 .
Каждая предыдущая кислота может вытеснить из соли последующую
Видео «Взаимодействие кислот с солями»
6. Разложение кислородсодержащих кислот при нагревании
( искл. H2SO4 ; H3PO4 )
КИСЛОТА = КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + ВОДА (р.
разложения )
Запомните! Неустойчивые
кислоты (угольная и сернистая) – разлагаются на газ и воду:
H2CO3 ↔
H2O + CO2↑
H2SO3
↔ H2O + SO2↑
Сероводородная кислота в продуктах выделяется в виде газа:
СаS + 2HCl = H2S↑ + CaCl2
ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
№1. Распределите химические формулы кислот в таблицу. Дайте им названия:
LiOH, Mn2O7, CaO, Na3PO4, H2S, MnO, Fe(OH)3, Cr2O3, HI , HClO4 ,HBr , CaCl2, Na2O, HCl , H2SO4 , HNO3 , HMnO4 , Ca(OH)2, SiO2, H2SO3 , Zn(OH)2, H3PO4 , HF , HNO2 ,H2CO3 , N2O, NaNO3,H2S , H2SiO3
Кислоты | ||||||
Бес-кисло- родные | Кислород- содержащие | растворимые | нераст-воримые | одно- основные | двух-основные | трёх-основные |
№2.
Составьте уравнения реакций:
Ca
+ HCl
Na
+ H2SO4
Al
+ H2S
Ca
+ H3PO4
Назовите продукты реакции.
№3.
Составьте уравнения реакций, назовите продукты:
Na2O + H2CO3
ZnO + HCl
CaO + HNO3
Fe2O3
+ H2SO4
№4.
Составьте уравнения реакций взаимодействия кислот с основаниями и солями:
KOH + HNO3
NaOH + H2SO3
Ca(OH)2 + H2S
Al(OH)3 + HF
HCl + Na2SiO3
H2SO4
+ K2CO3
HNO3 + CaCO3
Назовите
продукты реакции.
ТРЕНАЖЁРЫ
Тренажёр №1. «Формулы и названия кислот»
Тренажёр №2. » Установление соответствия:
формула кислоты — формула оксида»
Тренажёр №3. «Действие кислот на индикаторы»
Тренажёр №4. «Классификация кислот по наличию
кислорода в кислотном остатке»
Тренажёр №5. «Классификация кислот по
основности»
Тренажёр №6. «Классификация кислот по
растворимости в воде»
Тренажёр №7. «Классификация кислот по стабильности»
Техника безопасности — Оказание первой помощи при
попадании кислот на кожу
Техника безопасности — Правила техники безопасности
при работе с кислотами файл
Техника безопасности — Правило разбавления
концентрированной серной кислоты водой
Кислоты (неорганические, минеральные) — это сложные соединения состоящие из катиона водорода (H+) и аниона кислотного остатка(SO32-, SO42-, NO3— и т.д).
Кислотам дали такое название не просто так. Большинство из них имеют кислый вкус. С некоторыми из них знаком каждый из вас. Это, например, уксусная кислота, которая есть в каждом доме, аскорбиновая кислота (она же витамин C), лимонная кислота и т.д. Но не стоит все кислоты пробовать на вкус. Кислоты являются очень едкими веществами. Даже всем нам привычная и известная аскорбиновая кислота в большой концентрации будет вредна нашему организму. А от более сильных кислот — серной, соляной и даже уксусной — можно получить очень сильные ожоги, вплоть до летального исхода. Поэтому при работе с кислотами нужно быть осторожными, а также соблюдать технику безопасности!!!
Таблица названий некоторых кислот и их солей
| Название кислоты | Формула | Название соли |
|---|---|---|
| Серная | H2SO4 | Сульфат |
| Сернистая | H2SO3 | Сульфит |
| Сероводородная | H2S | Сульфид |
| Соляная (хлористоводородная) | HCl | Хлорид |
| Фтороводородная (плавиковая) | HF | Фторид |
| Бромоводородная | HBr | Бромид |
| Йодоводородная | HI | Йодид |
| Азотная | HNO3 | Нитрат |
| Азотистая | HNO2 | Нитрит |
| Ортофософорная | H3PO4 | Фосфат |
| Угольная | H2CO3 | Карбонат |
| Кремниевая | H2SiO3 | Силикат |
| Уксусная | CH3COOH | Ацетат |
Классификация кислот
| По содержанию кислорода | |
|---|---|
| Кислородсодержащие (H2SO4) | Бескислородные (HCl) |
| По количеству содержащихся катионов водорода (H+) | ||
|---|---|---|
| Одноосновные (HCl) | Двухосновные (H2SO4) | Трёхосновные (H3PO4) |
Понятие «одноосновная кислота» произошло по причине того, что для нейтрализации одной молекулы одноосновной кислоты нам понадобится одна молекула основания. для двухосновной — соответственно две молекулы и т. д.
| По растворимости (в воде) | |
|---|---|
| Растворимые (HCl) | Нерастворимые (H2SiO3) |
| По силе (степени диссоциации) | |
|---|---|
| Сильные (H2SO4) | Слабые (CH3COOH) |
| По летучести | |
|---|---|
| Летучие (H2S) | Нелетучие (H2SO4) |
| По устойчивости | |
|---|---|
| Устойчивые (H2SO4) | Неустойчивые (H2CO3) |
Свойства кислот
Изменение цвета индикаторов в кислой среде
| Индикатор | Нейтральная среда | Кислая среда |
|---|---|---|
| Метилоранж | оранжевый | красный |
| Лакмус | фиолетовый | красный |
| Фенолфталеин | бесцветный | бесцветный |
| Бромтимоловый синий | зеленый | желтый |
| бромкрезоловый зеленый | синий | желтый |
Химические свойства кислот
- Взаимодействие с металлами (в ряду активности находящихся до водорода), протекает с выделением газообразного водорода и образованием солей:
H2SO4 + 2Na → Na2SO4 + H2↑
Металлы, находящиеся в ряду активности после водорода, не вступают в реакцию с кислотой (кроме концентрированной серной кислоты).
Азотная и концентрированная серная кислоты проявляют свойства окислителей, и продукты реакций будут зависеть от концентрации, температуры и природы восстановителя.
- Взаимодействуют с оксидами основных и амфотерных металлов с образованием солей и воды:
H2SO4 + MgO → MgSO4 + H2O
- С основаниями, с образованием солей и воды (так называемая реакция нейтрализации):
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O
- Кислоты могут взаимодействовать с солями, если в результате реакции будет образовываться нерастворимая соль, или выделяться газ:
H2SO4 + K2CO3 → K2SO4 + H2O + CO2↑
- Сильные кислоты могут вытеснять из солей более слабые кислоты:
3H2SO4 + 2K3PO4 → 3K2SO4 + H3PO4
Получение кислот
- Взаимодействие кислотного оксида с водой:
H2O + SO3 →H2SO4
- Взаимодействие водорода и неметалла:
H2 + Cl2 → 2HCl
- Вытеснение слабой кислоты из солей, более сильной кислотой:
3H2SO4 + 2K3PO4 → 3K2SO4 + H3PO4
Применение кислот
В настоящее время, минеральные и органические кислоты находят множество сфер применения.
Серная кислота (H2SO4), находит широкое применение в химической технологии, для производства лакокрасочных материалов, производстве минеральных удобрений, в пищевой промышленности (пищевая добавка Е513), в качестве электролита в производстве аккумуляторных батарей.
Раствор двухромовокислого калия в серной кислоте (хромовая смесь) используются в лабораториях для мытья химической посуды. Являясь сильным окислителем, хромка позволяет отмывать посуду от следов загрязнений органическими веществами. Так же, хромовая смесь используется в органическом синтезе.
Борная кислота (H3BO3) используется в медицине как антисептик, в качестве флюса при пайке металлов, как борсодержащее удобрение, в домашнем хозяйстве используется как средство от тараканов.
Широко известны в домашнем использовании при выпечке уксусная и лимонная кислоты. Также в быту их используют для удаления накипи.
Знакомая всем с детства аскорбиновая кислота, более известная в народе как витамин С, применяется при лечении простудных заболеваний.
Азотная кислота (HNO3) находит применение при производстве взрывчатых веществ, при производстве минеральных азотсодержащих удобрений (аммиачная, калиевая селитра), в производстве лекарственных средств (нитроглицерин).
Кислотными свойствами называют те, которые наиболее сильно проявляются в данной среде. Их существует целый ряд. Необходимо уметь определять кислотные свойства спиртов и других соединений не только для выявления содержания в них соответствующей среды. Это также важно для распознавания изучаемого вещества.
Существует множество тестов на наличие кислотных свойств. Наиболее элементарный — погружение в вещество индикатора — лакмусовой бумаги, которая реагирует на содержание водорода, розовея или краснея. Причем более насыщенный цвет демонстрирует более сильную кислоту. И наоборот.
Кислотные свойства усиливаются вместе с увеличением радиусов отрицательных ионов и, следовательно, атома. Это обеспечивает более легкое отщепление частиц водорода. Это качество является характерным признаком сильных кислот.
Существуют наиболее характерные кислотные свойства. К ним относятся:
— диссоциация (отщепление катиона водорода);
— разложение (образование кислотного оксида и воды под воздействием температуры и кислорода);
— взаимодействие с гидроксидами (в результате которого образуются вода и соль);
— взаимодействие с оксидами (в результате также образуются соль и вода);
— взаимодействие с металлами, предшествующими водороду в ряду активности (образуется соль и вода, иногда с выделением газа);
— взаимодействие с солями (только в том случае, если кислота сильнее той, которой образована соль).
Часто химикам приходится самостоятельно получать кислоты. Для их выведения существует два способа. Один из них — смешение кислотного оксида с водой. Этот способ используется наиболее часто. А второй — взаимодействие сильной кислоты с солью более слабой. Его используют несколько реже.
Известно, что кислотные свойства проявляются и у многих органических веществ. Они могут быть выражены сильнее или слабее в зависимости от строения ядер атомов. К примеру, кислотные свойства спиртов проявляются в способности отщеплять катион водорода при взаимодействии с щелочами и металлами.
Алкоголяты — соли спиртов — способны гидролизоваться под действием воды и выделять спирт с гидроксидом металла. Это доказывает, что кислотные свойства этих веществ слабее, чем у воды. Следовательно, среда выражена в них сильнее.
Кислотные свойства фенола гораздо сильнее в связи с повышенной полярностью ОН-соединения. Поэтому данное вещество может реагировать также с гидроксидами щелочноземельных и щелочных металлов. В результате образуются соли — феноляты. Чтобы выявить фенол, наиболее эффективно использовать качественную реакцию с хлоридом железа (III), в которой вещество приобретает сине-фиолетовую окраску.
Итак, кислотные свойства в различных соединениях проявляются одинаково, но с разной интенсивностью, что зависит от строения ядер и полярности водородных связей. Они помогают определять среду вещества и его состав. Наряду с данными свойствами, существуют также и основные, которые усиливаются с ослаблением первых.
Все эти характеристики проявляются в большинстве сложных веществ и составляют важную часть окружающего нас мира. Ведь именно за их счет проходят многие процессы не только в природе, но и в живых организмов. Поэтому кислотные свойства крайне важны, без них была бы невозможна жизнь на земле.
Немного теории
Кислоты
Кислоты ― это сложные
вещества, образованные атомами водорода, способными замещаться на атомы металла и кислотными остатками.
Кислоты — это электролиты, при диссоциации
которых образуются только катионы водорода и анионы кислотных остатков.
Классификация кислот
Классификация кислот по составу
Кислородсодержащие кислоты | Бескислородные кислоты |
H2SO4 серная кислота H2SO3 сернистая кислота HNO3 азотная кислота H3PO4 фосфорная кислота H2CO3 угольная кислота H2SiO3 кремниевая кислота | HF фтороводородная кислота HCl хлороводородная кислота (соляная кислота) HBr бромоводородная кислота HI иодоводородная кислота H2S сероводородная кислота |
Классификация кислот по числу атомов водорода
К И С Л О Т Ы | ||
Одноосновные | Двухосновные | Трехосновные |
HNO3 азотная HF фтороводородная HCl хлороводородная HBr бромоводородная HI иодоводородная | H2SO4 серная H2SO3 сернистая H2S сероводородная H2CO3 угольная H2SiO3 кремниевая | H3PO4 фосфорная |
Классификация кислот на сильные и слабые кислоты.
Сильные кислоты | Слабые кислоты |
HI иодоводородная HBr бромоводородная HCl хлороводородная H2SO4 серная HNO3 азотная | HF фтороводородная H3PO4 фосфорная H2SO3 сернистая H2S сероводородная H2CO3 угольная H2SiO3 кремниевая |
Химические свойства кислот
- Взаимодействие с основными оксидами с образованием соли и воды:
- Взаимодействие с амфотерными оксидами с образованием соли и воды:
- Взаимодействие со щелочами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):
- Взаимодействие с солями, если выпадает осадок или выделяется газ:
- Сильные кислоты вытесняют более слабые из их солей:
(в данном случае образуется неустойчивая угольная кислота , которая сразу же распадается на воду и углекислый газ)
- С азотной кислотой и концентрированной серной кислотами реакция идёт иначе:
- Кислоты диссоциируют с образованием катиона водорода, что приводит к изменению окраски индикаторов:
— лакмус становится красным
— метилоранж становится красным.
1. водород+неметалл
H2+ S → H2S
2. кислотный оксид+вода
P2O5
+ 3H2O→2H3PO4
Исключение:
2NO2
+ H2O→HNO2 + HNO3
SiO2 + H2O —не реагирует
3. кислота+соль
В продукте реакции должен
образовываться осадок, газ или вода. Обычно более сильные кислоты вытесняют
менее сильные кислоты из солей. Если соль нерастворима в воде, то она реагирует
с кислотой, если образуется газ.
Na2CO3
+ 2HCl→2NaCl + H2O + CO2↑
K2SiO3
+ H2SO4→K2SO4 + H2SiO3↓
Основания (осно́вные гидрокси́ды) — сложные вещества, которые состоят из атомов металла или иона аммония и гидроксогруппы (-OH). В водном растворе диссоциируют с образованием катионов и анионов ОН−. Название основания обычно состоит из двух слов: «гидроксид металла/аммония». Хорошо растворимые в воде основания называются щелочами.
1. По растворимости в воде.
Растворимые основания
(щёлочи): гидроксид натрия NaOH, гидроксид калия KOH, гидроксид бария Ba(OH)2, гидроксид стронция Sr(OH)2, гидроксид цезия CsOH, гидроксид рубидия RbOH.
Практически нерастворимые основания
: Mg(OH)2, Ca(OH)2, Zn(OH)2, Cu(OH)2
Деление на растворимые и нерастворимые основания практически полностью совпадает с делением на сильные и слабые основания, или гидроксиды металлов и переходных элементов
2. По количеству гидроксильных групп в молекуле.
— Однокислотные (гидроксид натрия NaOH)
— Двукислотные (гидроксид меди(II) Cu(OH)2)
— Трехкислотные (гидроксид железа(III) In(OH)3)
3. По летучести.
— Летучие: NH3
— Нелетучие: щёлочи, нерастворимые основания.
4. По стабильности.
— Стабильные: гидроксид натрия NaOH, гидроксид бария Ba(OH)2
— Нестабильные: гидроксид аммония NH3·H2O (гидрат аммиака).
5. По степени электролитической диссоциации.
— Сильные (α > 30 %): щёлочи.
— Слабые (α < 3 %): нерастворимые основания.
- Взаимодействие сильноосновного оксида с водой позволяет получить сильное основание или щёлочь.
Слабоосновные и амфотерные оксиды с водой не реагируют, поэтому соответствующие им гидроксиды таким способом получить нельзя.
- Гидроксиды малоактивных металлов получают при добавлении щелочи к растворам соответствующих солей. Так как растворимость слабоосновных гидроксидов в воде очень мала, гидроксид выпадает из раствора в виде студнеобразной массы.
- Также основание можно получить при взаимодействия щелочного или щелочноземельного металла с водой.
- Гидроксиды щелочных металлов в промышленности получают электролизом водных растворов солей:
- Некоторые основания можно получить обменными реакциями:
- В водных растворах основания диссоциируют, что изменяет ионное равновесие:
это изменение проявляется в цветах некоторых
кислотно-основных индикаторов:
лакмус становится синим,
метилоранж — жёлтым,
фенолфталеин приобретает цвет фуксии.
- При взаимодействии с кислотой происходит реакция нейтрализации и образуется соль и вода:
Примечание:
реакция не идёт, если и кислота и основание слабые.
- При избытке кислоты или основания реакция нейтрализации идёт не до конца и образуются кислые или осно́вные соли, соответственно:
- Растворимые основания могут реагировать с амфотерными гидроксидами с образованием гидроксокомплексов:
- Основания реагируют с кислотными или амфотерными оксидами с образованием солей:
- Растворимые снования вступают в обменные реакции с растворимыми солями:
Нерастворимые основания при нагреве разлагаются:
Любое вещество в определенных условиях может проявлять свойства кислоты и основания по отношению к какому-либо другому веществу, включая и растворитель.
Со времен Аррениуса, по определению которого кислоты в водных растворах диссоциирует на ионы водорода и анионы, а основания диссоциируют на гидроксид-ионы и катионы, круг веществ, участвующих в реакциях кислотно-основного равновесия, значительно расширился. Общепринятными считаются протонная теория Бренстеда–Лоури и электронная теория Льюиса.
Протонная теория Бренстеда–Лоури применима лишь к протонсодержащим или протонприсоединяющим веществам. Согласно этой теории кислотой называется вещество, способное быть донором протонов, а основанием – вещество, которое может присоединить (акцептировать) протон:
По определению, HAn – кислота, An–
– основание, сопряженное с этой кислотой. Любой кислоте соответствует сопряженное с ней основание.
Любое кислотно-основное равновесие включает взаимодействие двух пар сопряженных кислот и оснований.
Рисунок 6.7. |
В определенных условиях многие вещества могут вести себя как кислота или как основание. Эти два понятия неразделимы, а потому правильнее говорить о кислотно-основных свойствах данного вещества.
В соответствии с законом действующих масс константы равновесия реакций протолиза сопряженных кислот и оснований в воде связаны между собой простым соотношением
Перемножив константы сопряженных кислот и оснований, получим
Заменив активности и на равновесные концентрации, получим
Произведения констант диссоциации сопряженных кислот и оснований в водных растворах равно ионному произведению воды. По известным Kk(Kосн) можно легко найти значения сопряженных KВ.
Электронная теория Льюиса допускает, что участие в кислотно-основном равновесии протона необязательно, поэтому ее называют апротонной. Согласно апротонной (электронной) теории, кислотой называется вещество, способное присоединять электронную пару, а основанием – вещество, способное отдавать электронную пару.
При взаимодействии донора электронной пары :NF3 (кислота) и акцептора электронной пары BF3
(основание) образуется более устойчивое электронное окружение (октет) за счет донорно-акцепторной (двухэлектронной двухцентровой) связи.
Рисунок 6.8. |
Ни кислота, ни основание протонов не содержат.
Эта концепция расширяет границы веществ, проявляющих кислотно-основные свойства, включая в себя протонотдающие и протонприсоединяющие системы.
В периоде сила кислородсодержащей кислоты растет с увеличением заряда и с уменьшением радиуса иона кислотообразующего элемента:
Для одного и того же элемента константа диссоциации различных кислот возрастает по мере увеличения степени окисления кислотообразующего элемента примерно на пять порядков каждый раз.
В пределах одной группы элементов сила кислоты уменьшается по мере увеличения радиуса кислотообразующего элемента:
Для многоосновных кислот способность к депротонизации уменьшается по мере увеличения отрицательного заряда аниона:
При этом константа диссоциации каждой последующей ступени уменьшается примерно на пять порядков:
K1 : K2 : K3 = 1 : 10–5 : 10–10. |
На состояние динамического равновесия, в котором находится раствор слабого электролита, сильно влияет присутствие одноименного иона. Так, диссоциация уксусной кислоты протекает по схеме
и для этой реакции
Прибавление к раствору уксусной кислоты ее соли (CH3COONa → CH3COO– + Na+) резко увеличивает концентрацию ионов CH3COO– и смещает равновесие в сторону образования недиссоциированных молекул кислоты. Ее диссоциация теперь пренебрежимо мала, и концентрация недиссоциированных молекул почти равна концентрации кислоты, тогда при [CH3COOH] = [кислота], и [CH3COO–] = [соль] концентрация H+ равна
или
Следовательно, концентрация ионов H+ этого раствора будет определяться соотношением концентраций кислоты и соли, взятых для его приготовления.
Рассуждая аналогичным образом, можно вывести уравнения для раствора слабого основания и его соли (NH4OH и NH4Cl):
или
Из предыдущих уравнений видно, что концентрация ионов водорода при разбавлении сохраняется, ибо отношения [кислота]:[соль], [соль]:[основание] остаются постоянными. Добавление к такой смеси кислоты или щелочи приводит к связыванию избыточных ионов H+
анионами, а OH– – катионами. Это смещает равновесие диссоциации слабого электролита, в результате чего концентрация H+ практически не меняется. Растворы, содержащие смесь слабого электролита и его соли, сохраняющие характерные для него значения pH при разбавлении, добавлении сильных кислот или щелочей, называются буферными
Если к одному литру ацетатного буфера, содержащего по 0,1 моля уксусной кислоты (K = 1,86 · 10–5) и ее соли, имеющего [H+] = 1,86 ∙ 10–5, pH 4,73, добавить 10 мл HCl (0,01 моля), то в результате реакции
концентрация кислоты увеличится, а соли уменьшится на 0,01 моля; тогда
Добавление такого же количества щелочи приведет к увеличению [CH3COO–]:
Тогда
Следовательно, и в том, и в другом случае pH буферного раствора изменится на 0,09. Легко подсчитать, что добавление к 1 л воды 0,01 моля HCl или NaOH изменит pH на 5 единиц. Действительно, если в воде pH равно 7, то концентрация [H+]HCl с CM(HCl) = 0,01 моль∙л–1, то есть pH = 2; в NaOH с CM(HCl) = 0,01 моль∙л–1
pOH = 2, pH = 12.
Однако буферные растворы сохраняют постоянство pH только до прибавления определенного количества сильной кислоты или щелочи, то есть буферные растворы обладают определенной «емкостью».
Буферная емкость определяется количеством эквивалентов сильной кислоты или основания, которые необходимо добавить к 1 л буферного раствора, чтобы изменить его pH на единицу.
Очевидно, чем более концентрированный буферный раствор, тем больше его буферная емкость.