Ten chlap nechce pracovať na plný úväzok, vždy má výhovorky, hovoria, zase mi bude zle a tak. Učí sa na bod na magistráte, raz do týždňa je vo dvojici, dohodol sa s učiteľmi. Nemôžem oficiálne získať prácu, aby som nezmeškal štúdium (máme body za účasť) .. a to sa teraz nepovažuje za dobrý dôvod, v špecializácii neexistuje bezplatná korešpondencia. Teraz nie sú peniaze, žiadam ho, aby zostal v práci, aby aspoň niečo zarobil. Firma, kde pracuje, ma zatiaľ neberie. Ako odpoveď mi dal 25-1000 výhovoriek, potom VŠ, potom práca, zrazu mi je zle ako v zime, keď som ležal s vrstvou tlaku. Od mamy si vždy pýta peniaze na svoje výlety, no z mojich trepe nájom. Moji rodičia ešte nevedia dať peniaze, lebo. predtým sestry potrebovali peniaze na súťaže a mama a sestra mali problémy so srdcom a potrebovali liečbu a lieky, brat nerozprával, mama mu dala asi 8 tisíc na injekcie a lieky (injekcie + vitamíny). Nemyslím si, že sa stará o mojich rodičov. A vôbec, jeho matka sa vraj „dohodla“ s mojou mamou, že budú dávať 3 tisíc mesačne, ale mama povedala, ak je to možné. Predtym otec kludne daval, kym nezacali problemy. A jeho matka zavolala na moju matku, že nedávaš peniaze, „vraj“ sme sa dohodli, potom začala hovoriť, že priprav 10k (kde som vzal takú sumu). V mojej rodine pracuje iba otec, mama je zamestnaná v páske, ale do práce nevolajú. V meste predajňa neplní polovicu plánu predaja v meste. V jeho rodine pracujú na čierno, že jeho matka, tam jeho nevlastný otec. Moji rodičia sú v bielom. V jeho rodine su 4 ludia vratane neho, v mojej je 6 so mnou.. Dnes som sa pytal na pracu na ciastocny uvazok, ale tam 600 rublov denne do prace od 9-20:00.. Xs ked zavolaju . Otec je v službe, nemôžeme zbierať ani doklady na sociálne štipendium.
vyhliadkaRandenie, láska, vzťahy Rozumiem, že je tam mladý Johnny Depp (dobre, alebo kohokoľvek tam máte najradšej), pekný, galantný, so zamatovým barytónom. Muž v posteli, do ktorej sa samy ženy snívajú. Potom chápem svoju dôveru. A potom takýto muž nič neponúkne priamo, zapáli vášeň a všetko prebehne hladko a prirodzene. A kolko je pripadov, ked nejaky Vasek sedi a pyta sa: preco si prisiel ku mne?))) Povazuje sa tak za neodolatelneho? Že každá žena, ktorá ho vidí prvýkrát, už sníva o pokračovaní hostiny?
Pre elektrolyty, ktorých stupeň disociácie je menší ako 5 % pri koncentrácii vyššej ako 10 mol / dm3 alebo Kd nižšej ako 1 * 10 -4, je vyjadrený Ostwaldov zákon riedenia:
Pre slabý základ:
Príklady riešenia úloh na výpočet pH roztokov slabých kyselín a zásad.
Príklad 8 Vypočítajte pH 0,001 N kyseliny octovej, ak = 0,13
Riešenie:
Príklad 9 Definuj:
A) pH 0,01 n CH3COOH, ak 
C) pH 0,01 n NH40H, ak 
Riešenie: Predstavuje rovnicu 
v logaritmickej forme dostaneme 
,
teda pre jednosýtnu kyselinu 
V dôsledku toho 
, pre slabý základ 
;
, V dôsledku toho
Príklad 10 Koncentrácia iónov H+ v roztoku je 2. 10-4 mol/dm. Vypočítajte koncentráciu OH-, pH a pOH v tomto roztoku.
Riešenie:
;
Príklad 11. Vypočítajte pH roztoku, v 500 ml ktorého sú rozpustené 2 g NaOH.
Riešenie:
PH = 14-pC báz;
; pH = 14 - 1 = 13
Riešenie.
Vo vodnom roztoku amoniaku je rovnováha
NH3 + H20 - NH4 + + OH -
Pretože roztok amoniaku je slabá zásada a K B< 1*10 -4 , то расчёт ведут следующим образом:
RON = - lg [OH -] \u003d - lg 4,2 10-3 \u003d 3-0,623 = 2,38
pH \u003d 14- pOH \u003d 14 - 2,38 = 11,62
Príklad 13 Stupeň disociácie CH 3 COOH v 0,1 mol / dm 3 roztoku je 1,32 * 10 -3. Vypočítajte koncentrácie iónov H + a CH3COO -, pH roztoku a K d kyseliny.
Riešenie.
Napíšte rovnicu pre disociáciu kyseliny octovej
CH 3 COOH + H 2 O Û H 3 O + + CH 3 COO -
CH3COOH je preto slabá kyselina
A * CH 3 COOH \u003d 1,32 * 10 -2 * 0,1 \u003d 1,32 * 10 -3 mol / dm 3
pH = - lg = - lg 1,32 10 -3 \u003d 3 - 0,12 \u003d 2,88 [H +] \u003d [CH3COO -] \u003d 1,32 * 10-3 mol / dm3
Z Ostwaldovho zákona riedenia K CH3COOH sa zistilo:
K CH3COOH \u003d a 2 * C CH3COOH \u003d (1,32 * 10 -2) 2 0,1 \u003d 1,74 * 10 -5
Úlohy:
Výpočet koncentrácie iónov a iónovej sily v roztokoch silných elektrolytov
1. Za predpokladu úplnej disociácie vypočítajte koncentrácie iónov:
A) K+ v 0,5M roztoku K2S04, K3P04;
B) Al 3+ v 2 M roztoku Al 2 (SO 4) 3, AlCl3.
2. Vypočítajte iónovú silu v roztokoch:
0,3 M chlorid bárnatý, 0,06 M ortofosforečnan draselný, 0,02 M síran hlinitý.
Odpoveď: (0,82; 2,45 10 mol / dm 3)
5. Vypočítajte aktivitu iónov Na +, H +, SO 4 2- v roztoku s koncentráciou 2 10 mol / dm 3 síranu sodného a 5 10 mol / dm 3 kyseliny sírovej.
Odpoveď: (3,16 * 10 mol / dm 3; 7,9 x 10 mol / dm 3; 8,2 * 10 mol / dm 3)
6. Po rozpustení chloridu draselného, síranu horečnatého a síranu železnatého vo vode je molárna koncentrácia týchto solí: 0,05; 0,02 a 0,01 mol/dm3. Vypočítajte iónovú silu roztoku.
Výpočet koncentrácie iónov, pH a RON v roztokoch slabých elektrolytov:
7. Vypočítajte pH 0,01N roztoku hydroxidu amónneho, ktorého stupeň disociácie je 0,1.
8. Aktívna kyslosť žalúdočnej šťavy je 0,047. Zistite pH žalúdočnej šťavy.
9. Nájdite pH kyseliny mliečnej, ktorej disociačná konštanta je 1,44. 10-4, C = 0,01.
10. Vypočítajte pH roztoku kyseliny dusičnej, ak hmotnostný podiel kyseliny v roztoku je 4 % ( 
).
11. Vypočítajte koncentráciu a počet vodíkových iónov v krvi s objemom 100 ml, ak pH krvi = 7,36.
Čistá voda je veľmi slabý elektrolyt. Proces disociácie vody možno vyjadriť rovnicou: HOH ⇆ H + + OH - . V dôsledku disociácie vody každý vodný roztok obsahuje ióny H + aj ióny OH -. Koncentrácie týchto iónov možno vypočítať pomocou rovnice iónového produktu pre vodu
C (H+) × C (OH-) \u003d Kw,
kde je Kw iónová produktová konštanta vody ; pri 25 °C Kw = 10-14.
Roztoky, v ktorých sú koncentrácie iónov H + a OH rovnaké, sa nazývajú neutrálne roztoky. V neutrálnom roztoku C (H +) \u003d C (OH -) \u003d 10 -7 mol / l.
V kyslom roztoku C(H +) > C(OH -) a, ako vyplýva z rovnice iónového produktu vody, C(H +) > 10 -7 mol / l a C (OH -)< 10 –7 моль/л.
V alkalickom roztoku C (OH -) > C (H +); zatiaľ čo v C(OH –) > 10 –7 mol/l a C(H +)< 10 –7 моль/л.
pH je hodnota, ktorá charakterizuje kyslosť alebo zásaditosť vodných roztokov; táto hodnota sa nazýva indikátor pH a vypočíta sa podľa vzorca:
pH \u003d -lg C (H+)
V kyslom pH roztoku<7; в нейтральном растворе pH=7; в щелочном растворе pH>7.
Analogicky s pojmom „vodíkový index“ (pH) sa zavádza pojem „hydroxylový“ index (pOH):
pOH = –lg C(OH –)
Vodíkové a hydroxylové indikátory sú spojené pomerom
Hydroxylový index sa používa na výpočet pH v alkalických roztokoch.
Kyselina sírová je silný elektrolyt, ktorý disociuje v zriedených roztokoch nevratne a úplne podľa schémy: H 2 SO 4 ® 2 H + + SO 4 2–. Z rovnice procesu disociácie je zrejmé, že C (H +) \u003d 2 C (H2S04) \u003d 2 × 0,005 mol / l \u003d 0,01 mol / l.
pH \u003d -lg C (H+) \u003d -lg 0,01 \u003d 2.
Hydroxid sodný je silný elektrolyt, ktorý nevratne a úplne disociuje podľa schémy: NaOH ® Na + +OH -. Z rovnice procesu disociácie je zrejmé, že C (OH -) \u003d C (NaOH) \u003d 0,1 mol / l.
pOH \u003d -lg C (H+) \u003d -lg 0,1 \u003d 1; pH = 14 - pOH = 14 - 1 = 13.
Disociácia slabého elektrolytu je rovnovážny proces. Rovnovážna konštanta zapísaná pre proces disociácie slabého elektrolytu sa nazýva disociačná konštanta . Napríklad pre proces disociácie kyseliny octovej
CH 3 COOH ⇆ CH 3 COO - + H +.
Každý stupeň disociácie viacsýtnej kyseliny je charakterizovaný svojou disociačnou konštantou. Disociačná konštanta - referenčná hodnota; cm..
Výpočet koncentrácií iónov (a pH) v roztokoch slabých elektrolytov sa redukuje na riešenie problému chemickej rovnováhy pre prípad, keď je známa rovnovážna konštanta a je potrebné nájsť rovnovážne koncentrácie látok zapojených do reakcie (viď. príklad 6.2 - problém typu 2).
V 0,35 % roztoku NH 4 OH je molárna koncentrácia hydroxidu amónneho 0,1 mol/l (príklad prepočtu percentuálnej koncentrácie na molárnu - pozri príklad 5.1). Táto hodnota sa často označuje ako C0. C 0 je celková koncentrácia elektrolytu v roztoku (koncentrácia elektrolytu pred disociáciou).
NH 4 OH sa považuje za slabý elektrolyt, ktorý sa reverzibilne disociuje vo vodnom roztoku: NH 4 OH ⇆ NH 4 + + OH – (pozri tiež poznámku 2 na strane 5). Disociačná konštanta K = 1,8 10 -5 (referenčná hodnota). Keďže slabý elektrolyt disociuje neúplne, budeme predpokladať, že x mol / l NH 4 OH sa disociovalo, potom sa rovnovážna koncentrácia amónnych iónov a hydroxidových iónov bude rovnať aj x mol / l: C (NH 4 +) \u003d C (OH -) \u003d x mol/l. Rovnovážna koncentrácia nedisociovaného NH4OH je: C (NH4OH) \u003d (Co-x) \u003d (0,1-x) mol / l.
Rovnovážne koncentrácie všetkých častíc vyjadrené v x dosadíme do rovnice disociačnej konštanty:
.
Veľmi slabé elektrolyty mierne disociujú (x ® 0) a x v menovateli ako člen možno zanedbať:
.
Zvyčajne sa v úlohách všeobecnej chémie x v menovateli zanedbáva, ak (v tomto prípade sa x - koncentrácia disociovaného elektrolytu - líši 10 alebo menej krát od C 0 - celkovej koncentrácie elektrolytu v roztoku).
C (OH -) \u003d x \u003d 1,34 ∙ 10-3 mol / l; pOH \u003d -lg C (OH -) \u003d -lg 1,34 ∙ 10 -3 \u003d 2,87.
pH = 14 - pOH = 14 - 2,87 = 11,13.
Stupeň disociácie elektrolyt možno vypočítať ako pomer koncentrácie disociovaného elektrolytu (x) k celkovej koncentrácii elektrolytu (C 0):
(1,34%).
Najprv by ste mali previesť percentuálnu koncentráciu na molárnu (pozri príklad 5.1). V tomto prípade Co (H3P04) = 3,6 mol/l.
Výpočet koncentrácie vodíkových iónov v roztokoch viacsýtnych slabých kyselín sa vykonáva iba pre prvý stupeň disociácie. Presne povedané, celková koncentrácia vodíkových iónov v roztoku slabej viacsýtnej kyseliny sa rovná súčtu koncentrácií iónov H + vytvorených v každom štádiu disociácie. Napríklad pre kyselinu fosforečnú C(H +) celkom = C(H +) 1 stupeň každý + C(H +) 2 stupne každý + C(H +) 3 stupne každý. K disociácii slabých elektrolytov však dochádza najmä v prvom štádiu a v druhom a ďalších štádiách - v malej miere preto
C(H +) v 2 stupňoch ≈ 0, C(H +) v 3 stupňoch ≈ 0 a C(H +) spolu ≈ C(H +) v 1 stupni.
Nechajte kyselinu fosforečnú disociovať v prvom stupni x mol / l, potom z disociačnej rovnice H 3 PO 4 ⇆ H + + H 2 PO 4 - vyplýva, že rovnovážne koncentrácie iónov H + a H 2 PO 4 - budú tiež rovná x mol / l a rovnovážna koncentrácia nedisociovanej H 3 PO 4 sa bude rovnať (3,6–x) mol/l. Koncentrácie iónov H + a H 2 PO 4 - a molekúl H 3 PO 4 vyjadrené v x dosadíme do výrazu pre disociačnú konštantu pre prvý stupeň (K 1 = 7,5 10 -3 - referenčná hodnota):
K 1 /C 0 \u003d 7,5 10 -3 / 3,6 \u003d 2,1 10 -3< 10 –2 ; следовательно, иксом как слагаемым в знаменателе можно пренебречь (см. также пример 7.3) и упростить полученное выражение.
;
mol/l;
C (H+) \u003d x\u003d 0,217 mol/l; pH \u003d -lg C (H+) \u003d -lg 0,217 \u003d 0,66.
(3,44%)
Úloha číslo 8
Vypočítajte a) pH roztokov silných kyselín a zásad; b) slabý roztok elektrolytu a stupeň disociácie elektrolytu v tomto roztoku (tabuľka 8). Vezmite hustotu roztokov rovnajúcu sa 1 g/ml.
Tabuľka 8 - Podmienky úlohy č.8
| možnosť č. | a | b | možnosť č. | a | b |
| 0,01 M H2S04; 1 % NaOH | 0,35 % NH40H | ||||
| 0,01 MCa(OH)2; 2 % HNO3 | 1 % CH3COOH | 0,04M H2S04; 4 % NaOH | 1 % NH40H | ||
| 0,5M HC104; 1 % Ba(OH)2 | 0,98 % H3P04 | 0,7M HC104; 4%Ba(OH)2 | 3 % H3P04 | ||
| 0,02M LiOH; 0,3 % HNO3 | 0,34 % H2S | 0,06M LiOH; 0,1 % HN03 | 1,36 % H2S | ||
| 0,1 M HMn04; 0,1 % KOH | 0,031 % H2C03 | 0,2M HMn04; 0,2 % KOH | 0,124 % H2C03 | ||
| 0,4M HCl; 0,08 % Ca(OH)2 | 0,47 % HNO2 | 0,8 MHCl; 0,03 % Ca(OH)2 | 1,4 % HNO2 | ||
| 0,05 M NaOH; 0,81 % HBr | 0,4 % H2S03 | 0,07M NaOH; 3,24 % HBr | 1,23 % H2S03 | ||
| 0,02 M Ba(OH)2; 0,13 % HI | 0,2 % HF | 0,05 M Ba(OH)2; 2,5 % HI | 2 % HF | ||
| 0,02M H2S04; 2 % NaOH | 0,7 % NH40H | 0,06 MH2S04; 0,8 % NaOH | 5 % CH3COOH | ||
| 0,7M HC104; 2%Ba(OH)2 | 1,96 % H3P04 | 0,08M H2S04; 3 % NaOH | 4 % H3P04 | ||
| 0,04 mliOH; 0,63 % HNO 3 | 0,68 % H2S | 0,008 MHI; 1,7 % Ba(OH)2 | 3,4 % H2S | ||
| 0,3 MHMn04; 0,56 % KOH | 0,062 % H2C03 | 0,08M LiOH; 1,3 % HNO3 | 0,2 % H2C03 | ||
| 0,6M HCl; 0,05 % Ca(OH)2 | 0,94 % HN02 | 0,01 M HMn04; 1 % KOH | 2,35 % HN02 | ||
| 0,03M NaOH; 1,62 % HBr | 0,82 % H2S03 | 0,9 MHz; 0,01 % Ca(OH)2 | 2 % H2S03 | ||
| 0,03 M Ba(OH)2; 1,26 % HI | 0,5 % HF | 0,09M NaOH; 6,5 % HBr | 5 % HF | ||
| 0,03M H2S04; 0,4 % NaOH | 3 % CH3COOH | 0,1 M Ba(OH)2; 6,4 % HI | 6 % CH3COOH | ||
| 0,002 MHI; 3 % Ba(OH)2 | 1 % HF | 0,04 MH2S04; 1,6 % NaOH | 3,5 % NH40H | ||
| 0,005 MHBr; 0,24 % LiOH | 1,64 % H2S03 | 0,001 M HI; 0,4 % Ba(OH)2 | 5 % H3P04 |
Príklad 7.5 Zmiešalo sa 200 ml 0,2 M roztoku H2S04 a 300 ml 0,1 M roztoku NaOH. Vypočítajte pH výsledného roztoku a koncentrácie iónov Na + a SO 4 2– v tomto roztoku.
Uveďme reakčnú rovnicu H 2 SO 4 + 2 NaOH → Na 2 SO 4 + 2 H 2 O na skrátenú iónovo-molekulárnu formu: H + + OH - → H 2 O
Z rovnice iónovo-molekulárnej reakcie vyplýva, že do reakcie vstupujú iba ióny H + a OH - a tvoria molekulu vody. Ióny Na + a SO 4 2– sa nezúčastňujú reakcie, preto ich množstvo po reakcii je rovnaké ako pred reakciou.
Výpočet množstva látok pred reakciou:
n (H2S04) \u003d 0,2 mol / l × 0,1 l \u003d 0,02 mol \u003d n (SO42-);
n (H+) \u003d 2 x n (H2S04) \u003d 2 x 0,02 mol \u003d 0,04 mol;
n (NaOH) \u003d 0,1 mol / l 0,3 l \u003d 0,03 mol \u003d n (Na +) \u003d n (OH -).
OH ióny - - nedostatok; reagujú úplne. Spolu s nimi bude reagovať rovnaké množstvo (t.j. 0,03 mol) H + iónov.
Výpočet počtu iónov po reakcii:
n (H+) \u003d n (H+) pred reakciou - n (H+) zreagoval \u003d 0,04 mol - 0,03 mol \u003d 0,01 mol;
n(Na+) = 0,03 mol; n(S042–) = 0,02 mol.
Pretože zmiešajú sa zriedené roztoky
V obyčajný. "Vroztok H2SO4 + V roztok NaOH" 200 ml + 300 ml \u003d 500 ml \u003d 0,5 l.
C(Na+) = n(Na+) / Vtot. \u003d 0,03 mol: 0,5 l \u003d 0,06 mol / l;
C(S042-) = n(S042-) / Vtot. \u003d 0,02 mol: 0,5 l \u003d 0,04 mol / l;
C(H+) = n(H+)/Vtot. \u003d 0,01 mol: 0,5 l \u003d 0,02 mol / l;
pH \u003d -lg C (H+) \u003d -lg 2 10 -2 \u003d 1,699.
Úloha číslo 9
Vypočítajte pH a molárne koncentrácie katiónov kovov a aniónov zvyšku kyseliny v roztoku vytvorenom zmiešaním roztoku silnej kyseliny s roztokom alkalického kovu (tabuľka 9).
Tabuľka 9 - Podmienky úlohy č.9
| možnosť č. | možnosť č. | Objemy a zloženie roztokov kyselín a zásad | |
| 300 ml 0,1 M NaOH a 200 ml 0,2 M H2S04 | |||
| 2 l 0,05 M Ca(OH) 2 a 300 ml 0,2 M HNO 3 | 0,5 l 0,1 M KOH a 200 ml 0,25 M H2SO4 | ||
| 700 ml 0,1 M KOH a 300 ml 0,1 M H2S04 | 1 l 0,05 M Ba(OH)2 a 200 ml 0,8 M HCl | ||
| 80 ml 0,15 M KOH a 20 ml 0,2 M H2S04 | 400 ml 0,05 M NaOH a 600 ml 0,02 M H2S04 | ||
| 100 ml 0,1 M Ba(OH)2 a 20 ml 0,5 M HCl | 250 ml 0,4 M KOH a 250 ml 0,1 M H2S04 | ||
| 700 ml 0,05 M NaOH a 300 ml 0,1 M H2S04 | 200 ml 0,05M Ca(OH)2 a 200 ml 0,04M HCl | ||
| 50 ml 0,2 M Ba(OH)2 a 150 ml 0,1 M HCl | 150 ml 0,08 M NaOH a 350 ml 0,02 M H2S04 | ||
| 900 ml 0,01 M KOH a 100 ml 0,05 M H2S04 | 600 ml 0,01 M Ca(OH)2 a 150 ml 0,12 M HCl | ||
| 250 ml 0,1 M NaOH a 150 ml 0,1 M H2S04 | 100 ml 0,2 M Ba(OH)2 a 50 ml 1 M HCI | ||
| 1 l 0,05 M Ca (OH) 2 a 500 ml 0,1 M HNO 3 | 100 ml 0,5 M NaOH a 100 ml 0,4 M H2S04 | ||
| 100 ml 1M NaOH a 1900 ml 0,1M H2S04 | 25 ml 0,1 M KOH a 75 ml 0,01 M H2S04 | ||
| 300 ml 0,1 M Ba(OH)2 a 200 ml 0,2 M HCl | 100 ml 0,02 M Ba(OH)2 a 150 ml 0,04 M HI | ||
| 200 ml 0,05 M KOH a 50 ml 0,2 M H2S04 | 1 l 0,01 M Ca (OH) 2 a 500 ml 0,05 M HNO 3 | ||
| 500 ml 0,05 M Ba(OH) 2 a 500 ml 0,15 M HI | 250 ml 0,04 M Ba(OH)2 a 500 ml 0,1 M HCl | ||
| 1 l 0,1 M KOH a 2 l 0,05 M H2SO4 | 500 ml 1M NaOH a 1500 ml 0,1M H2S04 | ||
| 250 ml 0,4M Ba(OH)2 a 250 ml 0,4M HNO3 | 200 ml 0,1 M Ba(OH)2 a 300 ml 0,2 M HCl | ||
| 80 ml 0,05 M KOH a 20 ml 0,2 M H2S04 | 50 ml 0,2 M KOH a 200 ml 0,05 M H2S04 | ||
| 300 ml 0,25 M Ba(OH)2 a 200 ml 0,3 M HCl | 1 l 0,03 M Ca (OH) 2 a 500 ml 0,1 M HNO 3 |
HYDROLYZA SOLI
Keď sa akákoľvek soľ rozpustí vo vode, táto soľ sa disociuje na katióny a anióny. Ak je soľ tvorená silným zásaditým katiónom a slabým kyslým aniónom (napríklad dusitan draselný KNO 2), potom sa dusitanové ióny naviažu na ióny H+ a odštiepia ich od molekúl vody, čo vedie k vytvoreniu slabej kyseliny dusnej. . V dôsledku tejto interakcie sa v roztoku vytvorí rovnováha:
NO 2 - + HOH ⇆ HNO 2 + OH -
KNO 2 + HOH ⇆ HNO 2 + KOH.
V roztoku soli hydrolyzovanej aniónom sa teda objavuje prebytok OH iónov (reakcia média je alkalická; pH > 7).
Ak je soľ tvorená katiónom slabej zásady a aniónom silnej kyseliny (napríklad chlorid amónny NH 4 Cl), potom katióny NH 4 + slabej zásady odštiepia OH ióny - z molekúl vody a vytvoria slabo disociujúci elektrolyt - hydroxid amónny 1.
NH4+ + HOH ⇆ NH4OH + H+.
NH4CI + HOH ⇆ NH4OH + HCl.
Prebytok H + iónov sa objavuje v roztoku soli hydrolyzovanej katiónom (reakciou média je kyslé pH< 7).
Pri hydrolýze soli tvorenej katiónom slabej zásady a aniónom slabej kyseliny (napríklad fluorid amónny NH 4 F) sa katióny slabej zásady NH 4 + viažu na ióny OH - a odštiepia ich. z molekúl vody a anióny slabej kyseliny F - sa viažu na ióny H +, čo vedie k vytvoreniu slabej zásady NH 4 OH a slabej kyseliny HF: 2
NH4+ + F - + HOH ⇆ NH4OH + HF
NH4F + HOH ⇆ NH4OH + HF.
Reakcia média v roztoku soli, ktorá je hydrolyzovaná katiónom aj aniónom, je určená tým, ktorý zo slabo disociujúcich elektrolytov vytvorených v dôsledku hydrolýzy je silnejší (to možno zistiť porovnaním disociačných konštánt). V prípade hydrolýzy NH4F bude prostredie kyslé (pH<7), поскольку HF – более сильный электролит, чем NH 4 OH: KNH 4 OH = 1,8·10 –5 < K H F = 6,6·10 –4 .
Pri hydrolýze (t. j. rozklade vodou) teda vznikajú soli:
- katión silnej zásady a anión slabej kyseliny (KNO 2, Na 2 CO 3, K 3 PO 4);
- katión slabej zásady a anión silnej kyseliny (NH 4 NO 3, AlCl 3, ZnSO 4);
- katión slabej zásady a anión slabej kyseliny (Mg (CH 3 COO) 2, NH 4 F).
Katióny slabých zásad a/alebo anióny slabých kyselín interagujú s molekulami vody; soli tvorené katiónmi silných zásad a aniónmi silných kyselín nepodliehajú hydrolýze.
Hydrolýza solí tvorených viacnásobne nabitými katiónmi a aniónmi prebieha v krokoch; Nižšie konkrétne príklady ukazujú postupnosť úvah, ktoré sa odporúča dodržiavať pri zostavovaní rovníc pre hydrolýzu takýchto solí.
Poznámky
1. Ako už bolo uvedené (pozri poznámku 2 na strane 5), existuje alternatívny názor, že hydroxid amónny je silná zásada. Kyslá reakcia média v roztokoch amónnych solí tvorených silnými kyselinami, napríklad NH 4 Cl, NH 4 NO 3, (NH 4) 2 SO 4, sa týmto prístupom vysvetľuje reverzibilným procesom disociácie amoniaku. ión NH4+⇄NH3+H+ alebo presnejšie NH4+ + H20⇄NH3+H30+.
2. Ak sa hydroxid amónny považuje za silnú zásadu, potom v roztokoch amónnych solí tvorených slabými kyselinami, napríklad NH 4 F, treba uvažovať o rovnovážnom stave NH 4 + + F - ⇆ NH 3 + HF, v ktorom je konkurencia o H + ión medzi molekulami amoniaku a aniónmi slabých kyselín.
Príklad 8.1 Napíšte v molekulárnej a iónovo-molekulárnej forme rovnice reakcií hydrolýzy uhličitanu sodného. Uveďte pH roztoku (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Disociačná rovnica soli: Na 2 CO 3 ® 2Na + + CO 3 2–
2. Soľ je tvorená katiónmi (Na +) silnej zásady NaOH a anión (CO 3 2–) slabej kys H2CO3. Preto sa soľ hydrolyzuje na anióne:
CO 3 2– + HOH ⇆ ... .
Hydrolýza vo väčšine prípadov prebieha reverzibilne (znak ⇄); na 1 ión zúčastňujúci sa procesu hydrolýzy sa zaznamená 1 molekula HOH .
3. Záporne nabité ióny uhličitanu CO 3 2– sa viažu na kladne nabité ióny H +, oddeľujú ich od molekúl HOH a vytvárajú hydrokarbonátové ióny HCO 3 –; roztok je obohatený o OH ióny - (alkalické prostredie; pH> 7):
CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – .
Toto je iónovo-molekulárna rovnica prvého stupňa hydrolýzy Na2C03.
4. Rovnicu prvého stupňa hydrolýzy v molekulárnej forme získame spojením všetkých CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – aniónov (CO 3 2–, HCO 3 – a OH –) prítomných v rovnici. s katiónmi Na + tvoriace soli Na 2 CO 3, NaHCO 3 a zásadu NaOH:
Na2C03 + HOH ⇆ NaHC03 + NaOH.
5. V dôsledku hydrolýzy v prvom stupni vznikli hydrokarbonátové ióny, ktoré sa podieľajú na druhom stupni hydrolýzy:
HCO 3 - + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH -
(záporne nabité ióny hydrogénuhličitanu HCO 3 - sa viažu na kladne nabité ióny H +, čím sa odštiepia od molekúl HOH).
6. Rovnicu druhého stupňa hydrolýzy v molekulárnej forme získame spojením aniónov HCO 3 - + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH - prítomných v rovnici (HCO 3 - a OH -) s katiónmi Na +, tvorba soli NaHC03 a zásady NaOH:
NaHC03 + HOH ⇆ H2CO3 + NaOH
CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – Na 2 CO 3 + HOH ⇆ NaHCO 3 + NaOH
HCO 3 - + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH - NaHCO 3 + HOH ⇆ H 2 CO 3 + NaOH.
Príklad 8.2 Napíšte v molekulárnej a iónovo-molekulárnej forme rovnice pre reakcie hydrolýzy síranu hlinitého. Uveďte pH roztoku (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Disociačná rovnica soli: Al 2 (SO 4) 3 ® 2Al 3+ + 3SO 4 2–
2. Vznikne soľ katiónov (Al 3+) slabej zásady Al (OH) 3 a anióny (SO 4 2–) silnej kyseliny H 2 SO 4. Preto je soľ hydrolyzovaná na katióne; Na 1 ión Al 3+ sa zaznamená 1 molekula HOH: Al 3+ + HOH ⇆ … .
3. Kladne nabité ióny Al 3+ sa viažu na záporne nabité ióny OH -, odštiepujú ich od molekúl HOH a vytvárajú hydroxohlinité ióny AlOH 2+; roztok je obohatený o ióny H+ (kyslé; pH<7):
Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H+.
Toto je iónovo-molekulárna rovnica prvého stupňa hydrolýzy Al 2 (SO 4) 3 .
4. Rovnicu prvého stupňa hydrolýzy v molekulárnej forme získame spojením všetkých katiónov Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + (Al 3+, AlOH 2+ a H +) prítomných v rovnici s SO 4 2– anióny, tvoriace soli Al 2 (SO 4) 3, AlOHSO 4 a kyseliny H 2 SO 4:
Al2(S04)3 + 2HOH ⇆ 2AlOHSO4 + H2SO4.
5. V dôsledku hydrolýzy v prvom stupni vznikli hydroxohlinité katióny AlOH 2+, ktoré sa podieľajú na druhom stupni hydrolýzy:
AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H+
(kladne nabité ióny AlOH 2+ sa viažu na záporne nabité ióny OH - a oddeľujú ich od molekúl HOH).
6. Rovnicu druhého stupňa hydrolýzy v molekulárnej forme získame spojením všetkých katiónov AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H + (AlOH 2+, Al(OH) 2 + a H + ) prítomný v rovnici s aniónmi SO 4 2–, tvoriacimi soli AlOHSO 4, (Al (OH) 2) 2 SO 4 a kyselinou H 2 SO 4:
2AlOHSO4 + 2HOH ⇆ (Al(OH)2)2SO4 + H2SO4.
7. V dôsledku druhého stupňa hydrolýzy vznikli dihydroxohlinité katióny Al (OH) 2 +, ktoré sa podieľajú na treťom stupni hydrolýzy:
Al(OH)2+ + HOH ⇆ Al(OH)3 + H+
(kladne nabité ióny Al(OH) 2 + sa viažu na záporne nabité ióny OH - a oddeľujú ich od molekúl HOH).
8. Rovnicu tretieho stupňa hydrolýzy v molekulárnej forme získame spojením katiónov Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H + (Al(OH) 2 + a H +) prítomných v rovnica s aniónmi SO 4 2– tvoriacimi soľ (Al (OH) 2) 2 SO 4 a kyselinu H 2 SO 4:
(Al(OH) 2) 2 SO 4 + 2HOH ⇆ 2Al(OH) 3 + H 2 SO 4
V dôsledku týchto úvah získame nasledujúce rovnice hydrolýzy:
Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH ⇆ 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4
AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H + 2AlOHSO 4 + 2HOH ⇆ (Al(OH) 2) 2 SO 4 + H 2 SO 4
Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H + (Al(OH) 2) 2 SO 4 + 2HOH ⇆ 2Al(OH) 3 + H 2 SO 4.
Príklad 8.3 Napíšte v molekulárnej a iónovo-molekulárnej forme rovnice reakcií hydrolýzy ortofosforečnanu amónneho. Uveďte pH roztoku (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Disociačná rovnica soli: (NH 4) 3 PO 4 ® 3NH 4 + + PO 4 3–
2. Vznikne soľ katióny (NH 4 +) slabej zásady NH40H a anióny
(PO 4 3–) slabá kys H3PO4. v dôsledku toho soľ hydrolyzuje katión aj anión : NH4+ + PO43– +HOH ⇆ … ; ( na pár iónov NH 4 + a PO 4 3– v tomto prípade Zaznamenáva sa 1 molekula HOH ). Kladne nabité ióny NH 4 + sa viažu na záporne nabité ióny OH -, odštiepia ich od molekúl HOH, vytvoria slabú bázu NH 4 OH a záporne nabité ióny PO 4 3– sa viažu na ióny H +, čím vznikajú hydrogenfosforečnanové ióny HPO 4 2 –:
NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2– .
Toto je iónovo-molekulárna rovnica prvého stupňa hydrolýzy (NH 4) 3 PO 4 .
4. Rovnicu prvého stupňa hydrolýzy v molekulárnej forme získame spojením aniónov (PO 4 3–, HPO 4 2–) prítomných v rovnici s katiónmi NH 4 + za vzniku solí (NH 4) 3 PO 4 , (NH4)2HP04:
(NH4)3P04 +HOH ⇆ NH4OH + (NH4)2HP04.
5. V dôsledku hydrolýzy v prvom stupni vznikli hydrofosforečnanové anióny HPO 4 2–, ktoré sa spolu s katiónmi NH 4 + podieľajú na druhom stupni hydrolýzy:
NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 –
(NH 4 + ióny sa viažu na OH - ióny, HPO 4 2– ióny - na H + ióny, pričom sa odštiepia od molekúl HOH, čím vznikne slabá báza NH 4 OH a dihydrogenfosforečnanové ióny H 2 PO 4 -).
6. Rovnicu druhého stupňa hydrolýzy v molekulárnej forme získame spojením aniónov NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 – prítomných v rovnici (HPO 4 2– a H 2 PO 4 –) s NH 4 + katiónmi tvoriacimi soli (NH 4) 2 HPO 4 a NH 4 H 2 PO 4:
(NH4)2HP04+HOH⇆NH4OH + NH4H2PO4.
7. V dôsledku druhého stupňa hydrolýzy vznikli dihydrofosfátové anióny H 2 PO 4 -, ktoré sa spolu s katiónmi NH 4 + podieľajú na treťom stupni hydrolýzy:
NH 4 + + H 2 PO 4 - + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4
(NH 4 + ióny sa viažu na OH - ióny, H 2 PO 4 - ióny na H + ióny, odštiepujú ich od molekúl HOH a vytvárajú slabé elektrolyty NH 4 OH a H 3 PO 4).
8. Rovnicu tretieho stupňa hydrolýzy v molekulárnej forme získame spojením aniónov NH 4 + + H 2 PO 4 - + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4 prítomných v rovnici H 2 PO 4 - a NH 4 + katióny a tvoriaca soľ NH 4 H 2 PO 4:
NH4H2PO4 + HOH ⇆ NH4OH + H3PO4.
V dôsledku týchto úvah získame nasledujúce rovnice hydrolýzy:
NH 4 + +PO 4 3– +HOH ⇆ NH 4 OH+HPO 4 2– (NH 4) 3 PO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH+ (NH 4) 2 HPO 4
NH 4 + +HPO 4 2– +HOH ⇆ NH 4 OH+H 2 PO 4 – (NH 4) 2 HPO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH+NH 4 H 2 PO 4
NH 4 + +H 2 PO 4 - +HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4 NH 4 H 2 PO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4.
Proces hydrolýzy prebieha prevažne v prvom stupni, takže reakcia média v roztoku soli, ktorý je hydrolyzovaný katiónom aj aniónom, je určená tým, ktorý zo slabo disociujúcich elektrolytov vytvorených v prvom stupni hydrolýzy je silnejší. . V posudzovanom prípade
NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2–
reakcia média bude alkalická (pH> 7), keďže ión HPO 4 2– je slabší elektrolyt ako NH 4 OH: KNH 4 OH = 1,8 10 –5 > KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4 = 1,3 × 10 -12 (disociácia iónu HPO 4 2– je disociácia H 3 PO 4 v treťom štádiu, preto KHPO 4 2– \u003d K III H 3 PO 4).
Úloha číslo 10
Napíšte v molekulárnej a iónovo-molekulárnej forme rovnice reakcií hydrolýzy solí (tabuľka 10). Uveďte pH roztoku (pH>7, pH<7 или pH=7).
Tabuľka 10 - Podmienky úlohy č.10
| číslo možnosti | Zoznam solí | číslo možnosti | Zoznam solí |
| a) Na 2 CO 3, b) Al 2 (SO 4) 3, c) (NH 4) 3 PO 4 | a) Al(NO 3) 3, b) Na 2 SeO 3, c) (NH 4) 2 Te | ||
| a) Na3P04, b) CuCl2, c) Al(CH3COO)3 | a) MgS04, b) Na3P04, c) (NH4)2C03 | ||
| a) ZnS04, b) K2C03, c) (NH4)2S | a) CrCl3, b) Na2SiO3, c) Ni(CH3COO)2 | ||
| a) Cr(NO 3) 3, b) Na2S, c) (NH 4) 2 Se | a) Fe2(S04)3, b) K2S, c) (NH4)2S03 |
Tabuľka 10 pokračuje
| číslo možnosti | Zoznam solí | číslo možnosti | Zoznam solí |
| a) Fe (NO 3) 3, b) Na 2 SO 3, c) Mg (NO 2) 2 | |||
| a) K 2 CO 3, b) Cr 2 (SO 4) 3, c) Be(NO 2) 2 | a) MgS04, b) K3P04, c) Cr(CH3COO)3 | ||
| a) K3P04, b) MgCl2, c) Fe(CH3COO)3 | a) CrCl3, b) Na2S03, c) Fe(CH3COO)3 | ||
| a) ZnCl2, b) K2SiO3, c) Cr(CH3COO)3 | a) Fe2(SO4)3, b) K2S, c) Mg (CH3COO)2 | ||
| a) AlCl3, b) Na2Se, c) Mg(CH3COO)2 | a) Fe (NO 3) 3, b) Na 2 SiO 3, (NH 4) 2 CO 3 | ||
| a) FeCl3, b) K2S03, c) Zn(N02)2 | a) K 2 CO 3, b) Al(NO 3) 3, c) Ni(NO 2) 2 | ||
| a) CuSO 4, b) Na 3 AsO 4, c) (NH 4) 2 SeO 3 | a) K3P04, b) Mg (NO 3) 2, c) (NH 4) 2 SeO 3 | ||
| a) BeSO4, b) K3P04, c) Ni(N02)2 | a) ZnCl2, Na3P04, c) Ni(CH3COO)2 | ||
| a) Bi(NO 3) 3, b) K2C03 c) (NH 4) 2S | a) AlCl3, b) K2C03, c) (NH4)2S03 | ||
| a) Na2C03, b) AlCl3, c) (NH4)3P04 | a) FeCl3, b) Na2S, c) (NH4)2Te | ||
| a) K3P04, b) MgCl2, c) Al(CH3COO)3 | a) CuSO 4, b) Na3P04, c) (NH 4) 2 Se | ||
| a) ZnSO 4, b) Na 3 AsO 4, c) Mg(NO 2) 2 | a) BeSO 4, b) b) Na 2 SeO 3, c) (NH 4) 3 PO 4 | ||
| a) Cr(NO 3) 3, b) K 2 SO 3, c) (NH 4) 2 SO 3 | a) BiCl3, b) K2S03, c) Al(CH3COO)3 | ||
| a) Al(NO 3) 3, b) Na2Se, c) (NH 4) 2 CO 3 | a) Fe(NO 3) 2, b) Na 3 AsO 4, c) (NH 4) 2 S |
Bibliografia
1. Lurie, Yu.Yu. Príručka analytickej chémie / Yu.Yu. Lurie. - M.: Chémia, 1989. - 448 s.
2. Rabinovič, V.A. Stručná chemická referenčná kniha / V.A. Rabinovich, Z.Ya. Khavin - L.: Chémia, 1991. - 432 s.
3. Glinka, N.L. Všeobecná chémia / N.L. Glinka; vyd. V.A. Rabinovič. – 26. vyd. - L.: Chémia, 1987. - 704 s.
4. Glinka, N.L. Úlohy a cvičenia zo všeobecnej chémie: učebnica pre vysoké školy / N.L. Glinka; vyd. V.A. Rabinovich a H.M. Rubina - 22. vyd. - L .: Chémia, 1984. - 264 s.
5. Všeobecná a anorganická chémia: prednášky pre študentov technologických odborov: za 2 hodiny / Mogilev State University of Food; auth.-stat. V.A. Ogorodnikov. - Mogilev, 2002. - Časť 1: Všeobecné otázky chémie. – 96 s.
Vzdelávacie vydanie
VŠEOBECNÁ CHÉMIA
Metodické pokyny a kontrolné úlohy
pre študentov technologických odborov dištančného vzdelávania
Zostavil: Ogorodnikov Valery Anatolyevich
Redaktor T.L. Mateusz
Technický redaktor A.A. Ščerbaková
Podpísané pre tlač. Formát 60´84 1/16
Ofsetová tlač. Časy slúchadiel. Sieťotlač
Konv. rúra Ray. vyd. l. 3.
Obehové kópie. Objednať.
Vytlačené na risografe redakcie a vydavateľstva
vzdelávacie inštitúcie
"Mogilevská štátna univerzita potravín"
1. Výpočet pH v roztokoch silných kyselín a zásad.
Výpočet pH v roztokoch silných jednosýtnych kyselín a zásad sa vykonáva podľa vzorcov:
pH \u003d - lg C až a pH \u003d 14 + lg C o
Kde C až, Co je molárna koncentrácia kyseliny alebo zásady, mol/l
2. Výpočet pH v roztokoch slabých kyselín a zásad
Výpočet pH v roztokoch slabých jednosýtnych kyselín a zásad sa vykonáva podľa vzorcov: pH \u003d 1/2 (pK až - lgC až) a pH \u003d 14 - 1/2 (pK O - lg C O)
3. Výpočet pH v roztokoch hydrolyzovateľných solí
Existujú 3 prípady hydrolýzy solí:
a) hydrolýza soli aniónom (soľ je tvorená slabou kyselinou a silnou zásadou, napr. CH 3 COO Na). Hodnota pH sa vypočíta podľa vzorca: pH = 7 + 1/2 pK až + 1/2 lg C s
b) hydrolýza soli katiónom (soľ je tvorená slabou zásadou a silnou kyselinou, napr. NH 4 Cl) Výpočet pH v takomto roztoku sa vykonáva podľa vzorca: pH = 7 - 1/2 pK o - 1/2 lg C s
c) hydrolýza soli katiónom a aniónom (soľ je tvorená slabou kyselinou a slabou zásadou, napr. CH 3 COO NH 4). V tomto prípade sa výpočet pH vykonáva podľa vzorca:
pH \u003d 7 + 1/2 pK až - 1/2 pK o
Ak je soľ tvorená slabou polybázickou kyselinou alebo slabou multiprotonickou zásadou, potom vo vzorcoch (7-9) uvedených vyššie na výpočet pH sú nahradené hodnoty pK k a pK o podľa posledného štádia disociácie.
4. Výpočet pH v roztokoch rôznych zmesí kyselín a zásad
Keď sa naleje kyselina a zásada, pH výslednej zmesi závisí od množstva odobratej kyseliny a zásady a ich sily.
4. Nárazníkové systémy
Tlmiace systémy zahŕňajú zmesi:
a) slabá kyselina a jej soľ, napríklad CH 3 COOH + CH 3 COO Na
b) slabá zásada a jej soľ, napríklad NH4OH + NH4Cl
c) zmes kyslých solí rôznej kyslosti, napríklad NaH2PO4 + Na2HP04
d) zmes kyslých a stredných solí, napríklad NaNCO3 + Na2C03
e) zmes zásaditých solí rôznej zásaditosti, napríklad Al (OH) 2 Cl + Al (OH) Cl 2 atď.
Výpočet pH v pufrovacích systémoch sa vykonáva podľa vzorcov: pH = pK až - lg C až / C s a pH = 14 - pK o + lg C o / C s
Acidobázické pufrovacie roztoky, Henderson-Hasselbachova rovnica. Všeobecné charakteristiky. Princíp fungovania. Výpočet pH tlmivého roztoku. vyrovnávacia kapacita.
tlmivé roztoky - systémy, ktoré pri zmene zloženia systému udržujú určitú hodnotu parametra (pH, potenciál systému atď.).
Acidobázický nazývaný tlmivý roztok , ktorý si zachováva zhruba konštantnú hodnotu pH, keď sa k nemu nepridajú príliš veľké množstvá silnej kyseliny alebo silnej zásady, ako aj pri zriedení a zahustení. Acidobázické pufrovacie roztoky obsahujú slabé kyseliny a ich konjugované zásady. Silná kyselina sa po pridaní do tlmivého roztoku „premení“ na slabú kyselinu a silná zásada na slabú zásadu. Vzorec na výpočet pH tlmivého roztoku: pH = pK o + lg C o /OD s Táto rovnica Henderson-Hasselbach . Z tejto rovnice vyplýva, že pH tlmivého roztoku závisí od pomeru koncentrácií slabej kyseliny a jej konjugovanej zásady. Keďže sa tento pomer pri zriedení nemení, pH roztoku zostáva konštantné. Riedenie nemôže byť neobmedzené. Pri veľmi výraznom zriedení sa zmení pH roztoku, pretože po prvé koncentrácie zložiek sa stanú takými malými, že už nebude možné zanedbávať autoprotolýzu vody a po druhé, koeficienty aktivity nenabitých resp. nabité častice závisia rôzne od iónovej sily roztoku.
Tlmivý roztok udržuje konštantné pH, keď sa pridáva len malé množstvo silnej kyseliny alebo silnej zásady. Schopnosť tlmivého roztoku „odolať“ zmene pH závisí od pomeru koncentrácií slabej kyseliny a jej konjugovanej zásady, ako aj od ich celkovej koncentrácie – a je charakterizovaná tlmivou kapacitou.
Kapacita vyrovnávacej pamäte - pomer nekonečne malého zvýšenia koncentrácie silnej kyseliny alebo silnej zásady v roztoku (bez zmeny objemu) k zmene pH spôsobenej týmto zvýšením (s. 239, 7,79)
V silne kyslom a silne zásaditom prostredí sa výrazne zvyšuje tlmivá kapacita. Roztoky, v ktorých dostatočne vysoká koncentrácia silnej kyseliny alebo silnej zásady má tiež pufrovacie vlastnosti.
Kapacita pufra je maximálna pri pH=pKa. Na udržanie určitej hodnoty pH by sa mal použiť tlmivý roztok, v ktorom je hodnota pKa slabej kyseliny obsiahnutej v jeho zložení čo najbližšie k tomuto pH. Na udržanie pH v rozsahu pKa + _ 1 má zmysel použiť tlmivý roztok. Tento interval sa nazýva pracovná sila nárazníka.
19. Základné pojmy súvisiace s komplexnými zlúčeninami. Klasifikácia komplexných zlúčenín. Rovnovážne konštanty používané na charakterizáciu komplexných zlúčenín: formačné konštanty, disociačné konštanty (všeobecné, stupňovité, termodynamické, reálna a podmienená koncentrácia)
Najčastejšie je komplex častica vytvorená ako výsledok interakcie donor-akceptor centrálneho atómu (iónu), nazývaného komplexotvorné činidlo, a nabitých alebo neutrálnych častíc nazývaných ligandy. Komplexotvorné činidlo a ligandy musia existovať nezávisle v prostredí, kde prebieha proces tvorby komplexov.
Komplexná zlúčenina pozostáva z vnútorných a vonkajších guľôčok. K3(Fe(CN)6)- K3-vonkajšia guľa, Fe-komplexotvorné činidlo, CN-ligand, komplexotvorné činidlo + ligand=vnútorná guľa.
Zubnosť je počet donorových centier ligandu, ktoré sa podieľajú na interakcii donor-akceptor počas tvorby komplexnej častice. Ligandy sú monodentátne (Cl-, H2O, NH3), bidentátne (C2O4(2-), 1,10-fenantrolín) a polydentátne.
Koordinačné číslo je počet donorových centier ligandu, s ktorými daný centrálny atóm interaguje. Vo vyššie uvedenom príklade: 6-koordinačné číslo. (Ag (NH3) 2) + - koordinačné číslo 2, keďže amoniak je monodentátny ligand, a v (Ag (S2O3) 2) 3- - koordinačné číslo 4, keďže tiosíranový ión je bidentátny ligand.
Klasifikácia.
1) V závislosti od ich náboja: aniónové ((Fe(CN)6)3-), katiónové ((Zn(NH3)4)2 +) a nenabité alebo neelektrolytové komplexy (HgCl2).
2) V závislosti od počtu atómov kovu: mononukleárne a polynukleárne komplexy. Jednojadrový komplex obsahuje jeden atóm kovu, zatiaľ čo polyjadrový komplex obsahuje dva alebo viac. Častice polynukleárneho komplexu obsahujúce rovnaké atómy kovov sa nazývajú homonukleárne (Fe2(OH)2)4+ alebo Be3(OH)3)3+ a častice obsahujúce atómy rôznych kovov sa nazývajú heteronukleárne (Zr2Al(OH)5)6+. .
3) V závislosti od povahy ligandov: komplexy homogénneho ligandu a zmiešaného ligandu (zmiešaný ligand).
Cheláty sú cyklické komplexné zlúčeniny kovových iónov s polydentátnymi ligandami (zvyčajne organickými), v ktorých je centrálny atóm súčasťou jedného alebo viacerých cyklov.
Konštanty. Sila komplexného iónu je charakterizovaná jeho disociačnou konštantou, nazývanou konštanta nestability.
Ak nie sú dostupné referenčné údaje o stupňovitých konštantách nestability, použije sa všeobecná konštanta nestability komplexného iónu:
Všeobecná konštanta nestability sa rovná súčinu stupňovitých konštánt nestability.
V analytickej chémii sa v poslednom čase namiesto konštánt nestability používajú konštanty stability komplexného iónu: 
Konštanta stability sa vzťahuje na proces tvorby komplexného iónu a rovná sa recipročnej konštante nestability: Kst = 1/Knest.
Konštanta stability charakterizuje rovnováhu tvorby komplexu.
Termodynamické a koncentračné konštanty nájdete na strane 313.
20. Vplyv rôznych faktorov na proces tvorby komplexov a stabilitu komplexných zlúčenín. Vplyv koncentrácie reagujúcich látok na komplexáciu. Výpočet molárnych frakcií voľných kovových iónov a komplexov v rovnovážnej zmesi.
1) Stabilita komplexných zlúčenín závisí od povahy komplexotvorného činidla a ligandov. Vzor zmien v stabilite mnohých komplexov kovov s rôznymi ligandami možno vysvetliť pomocou. Teórie tvrdých a mäkkých kyselín a zásad (HMCA): mäkké kyseliny tvoria stabilnejšie zlúčeniny s mäkkými zásadami a tvrdé kyseliny s tvrdými (napríklad Al3 +, B3 + (l. to-you) tvoria komplexy s O- a Ligandy N-sódy (l. bázy) a Ag + alebo Hg2 + (m. k Vám) s S-sod. Ligandy (m. bázické.) Komplexy katiónov kovov s polydentátnymi ligandami sú stabilnejšie ako komplexy s podobnými monodentátnymi ligandy.
2) iónová sila. S nárastom iónovej sily a znížením koeficientov aktivity iónov sa stabilita komplexu znižuje.
3) teplota. Ak je počas tvorby komplexu delta H väčšie ako 0, potom so zvyšujúcou sa teplotou sa stabilita komplexu zvyšuje, ak je delta H menšie ako 0, potom klesá.
4) vedľajšie obvody. Vplyv pH na stabilitu komplexov závisí od povahy ligandu a centrálneho atómu. Ak komplex obsahuje ako ligand viac-menej silnú bázu, potom s poklesom pH dochádza k protonizácii takýchto ligandov a k poklesu molárnej frakcie ligandovej formy podieľajúcej sa na tvorbe komplexu. Vplyv pH bude tým silnejší, čím väčšia je pevnosť danej bázy a čím nižšia je stabilita komplexu.
5) koncentrácia. So zvyšujúcou sa koncentráciou ligandu sa zvyšuje obsah komplexov s veľkým koordinačným číslom a klesá koncentrácia voľných kovových iónov. Pri prebytku kovových iónov v roztoku bude dominovať monoligandový komplex.
Molárny zlomok kovových iónov neviazaných do komplexov
Molárny zlomok komplexných častíc
