Какими свойствами обладают буферные растворы

Буферные растворы (англ. buffer, от buff — смягчать удар) — растворы с определённой устойчивой концентрацией водородных ионов. рН буферных растворов мало изменяется при прибавлении к ним небольших количеств сильного основания или сильной кислоты, а также при разбавлении и концентрировании.

Принцип действия буферных систем[править | править код]

Буферные системы представляют из себя смесь кислоты (донора протонов) и сопряженного с ней основания (акцептора протонов), то есть частиц, различающихся на . В растворе устанавливаются равновесия:

(автопротолиз воды)
(диссоциация кислоты, заряды поставлены условно, из предположения, что кислота является нейтральной молекулой)

Каждое из этих равновесий характеризуется своей константой: первое — ионным произведением воды, второе — константой диссоциации кислоты.

При добавлении в систему сильной кислоты, она протонирует основание[1], входящее в буферную смесь, а добавление сильного основания связывает протоны и смещает второе равновесие в сторону продуктов, при этом в итоге концентрация в растворе меняется незначительно[2].

Буферные системы[править | править код]

В качестве буферных смесей могут быть использованы системы:

слабая кислота и её соль с сильным основанием, например, ацетатный буфер СН3СООН + CH3COONa

слабое основание и его соль с сильной кислотой, например, аммиачный буфер NH4OH + NH4Cl

кислая соль и средняя соль слабой кислоты с сильным основанием, например, карбонатный буфер Na2CO3 + NaHCO3

Значение pH буферных растворов можно рассчитать по формулам:

Для слабой кислоты HA и её соли с сильным основанием BA

Для слабого основания BOH и его соли с сильной кислотой BA

Например, pH аммиачного буферного раствора NH4OH + NH4Cl определяется формулой:

pH карбонатного буферного раствора выражается формулой:

Буферная ёмкость[править | править код]

Буферные растворы сохраняют своё действие только до определённого количества добавляемой кислоты, основания или степени разбавления, что связано с изменением концентраций его компонентов.

Способность буферного раствора сохранять свой pH определяется её буферной ёмкостью — количеством сильной кислоты или основания, которые следует прибавить к 1 л буферного раствора, чтобы его pH изменился на единицу. Буферная ёмкость тем выше, чем больше концентрация его компонентов.

Буферная ёмкость π определяется по формуле

где dx — концентрация введённой сильной кислоты (основания), т. е. её количество, отнесённое к объёму буферного раствора.

Область буферирования — интервал pH, в котором буферная система способна поддерживать постоянное значение pH. Обычно он равен pKa±1.

Биологическая роль[править | править код]

Буферные растворы имеют большое значение для протекания реакций в живых организмах. Например, в крови постоянство водородного показателя рН (химический гомеостаз) поддерживается тремя независимыми буферными системами: бикарбонатной, фосфатной и белковой. Известно большое число буферных растворов (ацетатно-аммиачный буферный раствор, фосфатный буферный раствор, боратный буферный раствор, формиатный буферный раствор и др.).

Примеры буферных растворов[править | править код]

Калий-фосфатный буфер
Натрий-фосфатный буфер
Натрий-ацетатный буфер
Буферные системы крови

Примечания[править | править код]

↑ Алексеев, В.Н. Количественный анализ / Под ред. П.К. Агасяна. – Изд. 4-е, перераб. – М. : Химия, 1972. – 504 с. : 24 табл., 76 рис. С.280
↑ Ленинджер А. Основы биохимии. — Мир, 1985. — Т. 1. — С. 93-96. — 367 с.

Литература[править | править код]

Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1 (Абл-Дар). — 623 с.

Ссылки[править | править код]

Кислоты и основания
Примеры составов буферных растворов

Источник

Буферные системы – это системы, способные сохранять постоянное значение рН при разбавлении и при добавлении определенных количеств сильных кислот и оснований.
Буферные системы могут быть образованы:
1. слабой кислотой и ее солью (СН3СООН + СН3СООNa; С6Н5СООН + С6Н5СООNa; НСООН + НСООNa;)
2. слабым основанием и его солью (NН4ОН (NН3.Н2О) + NН4С1)
3. кислой и средней солью слабой кислоты (NаНСО3 + Nа2СО3; Nа2НРО4 + Nа3РО4)
4. одно- и двухзамещенной солью слабой кислоты (Nа2НРО4 + NаН2РО4)

Растворы, содержащие буферные смеси, способные вследствие этого противостоять изменению рН, называются буферными растворами.

Для количественной характеристики способности буферного раствора противостоять влиянию сильных кислот и оснований используется величина, называемая буферной емкостью. По мере увеличения концентрации буферного раствора возрастает его способность сопротивляться изменению рН при добавлении кислот или щелочей.

Буферная емкость – число эквивалентов кислоты или щелочи, которое следует добавить к 1 л буферного раствора, чтобы изменить рН на единицу (понизить при добавлении кислоты и повысить при добавлении щелочи)

В	=	ν(1/Z*кислоты)	или	В	=	ν(1/Z*основания)
		ΔpH×V				ΔpH×V

где V – объем буферного раствора, л.;

ν(1/Z*Х) – количество эквивалента кислоты или щелочи, моль;

ν(1/ Z*Х) = C(1/ Z*Х)×V(Х);

c(1/ Z*Х) – молярная концентрация эквивалента кислоты (щелочи), моль/л;

V(Х) – объем раствора кислоты (щелочи), л;

∆рН – изменение рН после добавления кислоты (щелочи).

Величина буферной емкости зависит от концентрации компонентов буферной смеси и их отношения между этими концентрациями. С увеличением концентрации компонентов буферной смеси буферная емкость увеличивается. При разбавлении буферной смеси буферная емкость уменьшается.

Буферная емкость максимальна при одинаковых концентрациях соли и кислоты или соли и основания в буферной смеси. Если молярные концентрации эквивалента кислоты и соли равны, то рН буферной смеси будет равен рК к-ты.

Следовательно, для приготовления буферной системы с наибольшей буферной емкостью надо выбирать кислоту с наиболее близкой к заданному значению рН величиной рКк-ты (рН ≈ рКк-ты).
Для смесей, образованных слабым основанием и его солью, рН = 14 – рКосн., т.е. рКосн. ≈ 14 – рН.

Свойства буферных растворов

1. рН буферного раствора зависит от отношения концентраций компонентов буферных систем, а также свойств буферной пары и растворителя.

2. Различные буферные растворы обладают определенной буферной емкостью и сохраняют постоянство рН только до прибавления определенного количества кислоты или щелочи.

3. Буферная емкость тем больше, чем выше концентрация компонентов буферного раствора. Максимальная буферная емкость наблюдается у растворов, которые содержат равные концентрации компонентов буферной пары.

Во внеклеточной и внутриклеточной жидкости существуют четыре основные буферные системы:

– бикарбонатная;

– белковая;

– гемоглобиновая;

– фосфатная.

Главными буферами внеклеточной жидкости является бикарбонатный и гемоглобиновый, в то время как белки и фосфаты — это основные внутриклеточные буферы.

Бикарбонатный буфер является основным и наиболее лабильным внеклеточным буфером. Он состоит из угольной кислоты и бикарбоната (гидрокарбоната) натрия; константой, характеризующей буфер соотношение концентраций кислоты и ее кислой соли.

Внеклеточная буферная система угольной кислоты и гидрокарбоната натрия нейтрализует примерно 40% всех высвобождаемых ионов водорода.

Эта буферная система уникальна тем, что Н2СО3 может диссоциировать на Н2О воду и СО2. В то время как другие буферы быстро становятся неэффективными в результате связывания водородных ионов и анионов слабой кислоты, бикарбонатные системы поддерживают работоспособность в связи с удалением Н2СО3в виде СО2. Лимитирующим параметром эффективности бикарбонатной системы является, по сути дела, начальная концентрация бикарбоната

Гемоглобиновый буфер играет важную роль в регуляции концентрации Н+. Его буферная емкость определяется наличием полярных групп в аминокислотных остатках гемоглобина. Гемоглобин является более важным буфером по сравнению с другими белками, что определяется тремя причинами:

– относительно высокой молярной концентрацией гемоглобина;

– относительно высокой концентрацией в гемоглобине гистидина, рК которого (~7) близко к значению pH крови;

– ролью гемоглобина в транспорте газов крови.

Белковый буфер. Белки, отличные от гемоглобина, представляют собой относительно слабый буфер во внеклеточной жидкости, но в связи с высокой концентрацией белков внутри клеток эта буферная система важна в нейтрализации внутриклеточных сдвигов pH.

Фосфатная буферная пара (НРО2-4 и Н2РО-4) во внеклеточной жидкости представлена в низких концентрациях, но является важной буферной системой мочи.

Буферные системы организма

– Буферы ограничивают изменения pH, вызываемые внесением сильной кислоты или основания.

– Основные буферы внеклеточной жидкости — бикарбонатный и гемоглобиновый.

– Основные буферы внутриклеточной жидкости — белковый и фосфатный.

ПЛОТНОСТЬ ВОДЫ В ИНТЕРВАЛЕ -10÷100 °С

t, °С	ρ·10-3, кг/м3	t, °С	ρ·10-3, кг/м3	t, °С	ρ·10-3, кг/м3	t, °С	ρ·10-3, кг/м3	t, °С	ρ·10-3, кг/м3
-10	0,99815	17	0,99880	24	0,99732	35	0,99406	70	0,97781
-5	0,99930	18	0,99862	25	0,99707	40	0,99224	75	0,97489
0,99987	19	0,99843	26	0,99681	45	0,99025	80	0,97183
4	1,00000	20	0,99823	27	0,99654	50	0,98807	85	0,96865
5	0,99999	21	0,99802	28	0,99626	55	0,98573	90	0,96534
10	0,99973	22	0,99780	29	0,99597	60	0,98324	95	0,96192
15	0,99913	23	0,99756	30	0,99567	65	0,98059	100	0,95838
16	0,99897

* Источник: Краткий справочник физико-химических величин. Издание десятое, испр. и дополн. / Под ред. А.А. Равделя и А.М. Пономаревой – СПб.: «Иван Федоров», 2003 г. С. 15

Источник

1. Значение рН практически остаётся неизменным при разбавлении. И лишь при очень большом разбавлении (в 104 и более) значение рН может измениться на 0,5–1,0 единиц. Кроме того, при точном измерении рН следует учитывать изменения коэффициентов активности кислоты и основания, а они изменяются по-разному для заряженных и незаряженных электролитов.

2. Буферные растворы мало изменяют рН при добавлении небольшого количества сильной кислоты или сильного основания.

3. При равенстве концентраций буферной кислоты и буферного основания

С(буф.к-та) =С(буф.осн.) рН буферного раствора равно рКа рН=рКа.

Так экспериментально можно определить константу кислотности.

Механизм буферного действия — при добавлении небольшого количества сильной кислоты или сильного основания ионы Н3О+ и ОН– в эквивалентных количествах переходят в состав слабых электролитов(буферной кислоты или буферного основании).

Например:

К 1 л ацетатной буферной смеси, в которой [СН3СООН] = [СН3СОО–] = 1 моль/л добавили 0,1моль HCl. HCl + H2O = H3O+ + Cl- ;

[H3O+] = [HCl] = 0,1 моль/л

рН исходной буферной смеси: рН= рКа + lg[CH3COO–] / [CH3СOOH] =

4,76 + lg 1/1 = 4,76.

С кислотой взаимодействует буферное основание:

СН3СОО– + Н3О+ = СН3СООН + Н2О.

После добавления соляной кислоты:

[СН3СОО–] = 1,0 – 0,1 = 0,9(моль/л), а [CH3COOH] = 1,0 + 0,1 = 1,1(моль/л).

Тогда рН буферной смеси после добавления соляной кислоты

рН = 4,76 + lg 0,9 / 1,1 = 4,67.

рН буферной смеси уменьшилась на 4,76 – 4,67 = 0,09

А при добавлении такого же количества хлороводорода в 1л воды (рН = 1)

рН уменьшилась бы на (7–1) =6.

Каждый буферный раствор характеризуется сопротивляемостью к изменениям. Количественно её выражают буферной ёмкостью В,

которая определяется числом моль эквивалентов кислоты или основания, которые необходимы для смещения рН 1л буферного раствора на одну единицу.

Обычно определяются буферная емкость по кислоте (Вa) и буферная емкость по щелочи (Вb).

Вa = n(Н3О+)доб. / Vбуф.р-р ∙∆рН Вb = n(ОН-)доб. / Vбуф.р-р ∙∆рН

Буферначя ёмкость зависит от ряда факторов:

1. Чем выше концентрации компонентов буферного раствора, тем больше его буферная ёмкость.

2. Буферная ёмкость зависит от соотношения концентраций компонентов, а, следовательно, от рН буфера. При рН = рКa буферная ёмкость максимальна.

3. Достаточное буферное действие наблюдается, если концентрация одного из компонентов превышает концентрацию другого не более, чем в 10 раз. Таким образом, интервал буферного действия pH = pKa ± 1.

Пример 1.Рассчитайте рН раствора, приготовленного смешением 300мл 0,05М KH2PO4 и 200мл 0,1М Na2HPO4. pKa(H2PO4 – )= 7,2.

Решение:

рН буферного раствора равно: рН = рКа + lg

Определяем ионную силу раствора.

KH2PO4 = K+ +H2PO4– Na2HPO4 = 2Na+ + HPO42–

0,05 0,05 0,05 ( моль) 0,1 0,2 0,1 (моль)

Объём буферного раствора: 300мл + 200мл = 500 мл =0,5л.

Концентрации ионов в буферном растворе равны:

)= моль/л c(Na )= = 0,08моль/л

c(H2PO4– )= = 0,03 моль/л c(HPO42–)= = 0.04 моль/л

Ионная сила J= 0,5 ( 0,03·12 + 0,03·12 + 0,08·12 + 0,04·22)= 0,15.

По таблице находим коэффициенты активности f ионов.

f(H2PO4–) =0,81. f( HPO42–) = 0,41.Рассчитываем рН данного буферного раствора:

pH= +lg = 7,03.

Пример 2 Какие объёмы 0,2М NH3·H2O и 0,1М NH4Cl необходимо взять для приготовления 200 мл буферного раствора с рН=9,54? pKb(NH3·H2O)=4,76. Ионная сила раствора J= 0,1.

Решение:

Коэффициент активности нейтральных молекул можно принять равными 1, а f(NH4+) = 0,81 в соответствии с ионной силой.

pН данной буферной системы равно: рН = рКа(NH4+) + lg

pKa(NH4+) = 14 – pKb = 14 – 4,76 = 9,24. pH = 9,24 + lg

Предположим, что для приготовления буферного раствора взяли x (л) раствора аммиака. Тогда объём раствора хлорида аммония: (0,2 – x)л.

c(NH3·H2O) = =x(моль/л) c(NH4+)= =(0,1-0,5x) моль/л.

Подставляем полученные данные в уравнение для рН буферной системы:

9,54 = 9,24 + lg ; Отсюда: lg ;

Тогда: и x= 0,0895 (л) =89,5 мл 90мл.

V(NH3·H2O) = 90мл V(NH4Cl) = 110мл

Пример 3а) Рассчитайте рН ацетатной буферной системы, приготовленной смешением 200мл 0,1м СН3СООН и 200мл

0,1М СН3СООNa. рКа(СН3СООН) = 4,76.

б) Рассчитайте рН данной буферной системы после добавления 10мл

1М HCl и буферную ёмкость по кислоте.

в) Рассчитайте рН данной буферной системы после добавления

10 мл 1МNaOH и буферную ёмкость по щёлочи.

Решение:

а) рН ацетатной буферной системы равна: рН= 4,76 + lg

Концентрации буферных кислоты и основания равны:

c(CH3COO–) = с(СH3COOH) = моль/л

Для определения коэффициента активности определяем ионную силу:

J=0,5(0,05 + 0,05)= 0,05.

Концентрацией ионов, которые даёт слабый электролит― уксусная кислота, пренебрегаем в виду их малости.

Из табл.5 Приложения находим коэффициенты активности ацетат- иона и иона натрия:f=0,84.

Рассчитываем рН буферной системы:

pН = 4,76 + lg

б) При добавлении соляной кислоты протекает реакция:

CH3COO– + H3O+ = CH3COOH +H2O,

0,02 0,01 0,01 моль

В растворе было:n(CH3COO–) = 0,05·0,4 = 0,02 моль.

Добавили n(HCl) = 0,01·1 = 0,01моль. При этом сильная кислота заменяется в эквивалентных количествах на слабую (буферную) кислоту, а буферное основание в эквивалентных количествах уменьшается. (В этом заключается механизм буферного действия). В результате реакции буферного основания осталось: 0,02 –0,01 = 0,01 моль,

а буферной кислоты стало: 0,02 + 0,01 = 0,03 моль.

Поскольку количество ионов в результате такой реакции не меняется, ионная сила не изменяется, и коэффициент активности остаётся прежним.

Тогда рН = 4,76 + lg

Буферная ёмкость по кислоте равна:

Ba = моль/л.

в) При добавлении щёлочи в буферную систему протекает реакция:

CH3COOH + OH– = CH3COO– + H2O

0,02 0,01 0,01 (моль)

В растворе было: n(CH3COOH) = 0,05·0,4 = 0,02моль.

Добавили n(NaOH) = 0,01·1= 0,01моль.При этом сильное основание ОН– заменяется в эквивалентных количествах на слабое(буферное основание), а буферная кислота в эквивалентных количествах уменьшается. В результате реакции буферной кислоты осталось: 0,02 – 0,01 = 0,01 моль, а буферного основания стало: 0,02 + 0,01 = 0,03 моль. Поскольку ионная сила не меняется, коэффициент активности остаётся прежним 0,84.

Тогда рН = 4,76 + lg

Буферная ёмкость по щёлочи равна: Вb = моль/л.

Источник

Буферными растворами называются растворы, сохраняющие неизменными значения рН при разбавлении или добавлении небольшого количества сильной кислоты или основания.Протолитические буферные растворы представляют смеси электролитов, содержащие одноимённые ионы.Различают в основном протолитические буферные растворы двух типов:Кислотные т.е. состоящие из слабой кислоты и избытка сопряженного с ней основания (соли, образованной сильным основанием и анионом этой кислоты). Например: СН3СООН и СН3СООNa – ацетатный буфер;Основные, т.е. состоящие из слабого основания и избытка сопряженной с ним кислоты (т.е. соли, образованной сильной кислотой и катионом этого основания). Например: NH4OH и NH4Cl –Уравнение буферной системы рассчитывается по формуле Гендерсона-Гассельбаха:

рН = рК + ℓg , pOH = pK + ℓg ,

где рК = -ℓg КД.

С – молярная или эквивалентная концентрация электролита (C = V N)

Механизм действия буферных растворов

Рассмотрим его на примере ацетатного буфера: СН3СООН + СН3СООNaПри добавлении небольшого количества хлороводородной кислоты, ионы Н+связываются с имеющимся в растворе сопряженным основанием СН3СОО-в слабый электролит СН3СООН.

CH3COO‾ +H+↔CH3COOH(1)

Из уравнения (1) видно, что сильная кислота НС1 заменяется эквивалентным количеством слабой кислоты СН3СООН. Количество СН3СООН увеличивается и по закону разбавления В. Оствальда степень диссоциации уменьшается. В результате этого концентрация ионов Н+ в буфере увеличивается, но очень незначительно. рН сохраняется постоянным.

При добавлении кислоты к буферу рН определяется по формуле:

рН = рК + ℓg

При добавлении к буферу небольшого количества щелочи протекает реакция её с СН3СООН. Молекулы уксусной кислоты будут реагировать с гидроксид-ионами с образованием Н2О и СН3СОО‾:

CH3COOН +OH‾↔CH3COO‾ +H2O(2)

В результате этого щелочь заменяется эквивалентным количеством слабоосновной соли CH3COONa. Количество СН3СООН убывает и по закону разбавления В. Оствальда степень диссоциации увеличивается за счет потенциальной кислотности оставшихся недиссоциированных молекул СН3СООН. Следовательно, концентрация ионов Н+практически не изменяется. рН остаётся постоянным.

При добавлении щелочи рН определяется по формуле:

рН = рК + ℓg

При разбавлении буфера рН также не меняется, т.к. константа диссоциации и соотношение компонентов при этом остаются неизменными.

Таким образом, рН буфера зависит от: константы диссоциации и соотношения концентрации компонентов. Чем эти величины больше, тем больше рН буфера. рН буфера будет наибольшим при соотношении компонентов равным единице.

Для количественной характеристики буфера вводится понятие буферной ёмкости.

Буферная ёмкость

Это способность буферной системы противодействовать изменению рН среды.Интервал значений рН, выше и ниже которого буферное действие прекращается, называется зоной буферного действия.Она равна рН = рК ± 1Буферная ёмкость (В) выражается количеством моль-эквивалентов сильной кислоты или щелочи, которое следует добавить к одному литру буфера, чтобы сместить рН на единицу.

В =

В – буферная ёмкость,

nЭ– количество моль-эквивалента сильной кислоты или щелочи,

рНН – начальное значение рН ( до добавления кислоты или щелочи)

рНК– конечное значение рН (после добавления кислоты или щелочи)

ΔрН – изменение рН.

буферная ёмкость рассчитывается по формуле:

В =

V – объём кислоты или щелочи,

N – эквивалентная концентрация кислоты или щелочи,

Vбуф.- объём буферного раствора,

Δ рН – изменение рН.

Буферная ёмкость зависит от концентрации электролитов и соотношения компонентов буфера. Наибольшей буферной ёмкостью обладают растворы с большей концентрацией компонентов и соотношением компонентов, равным единице.В организме человека действуют белковый, гемоглобиновый, фосфатный и бикарбонатный буферы.

Типы комплексных соединений, используемых в аналитической химии. Их свойства. Комплексообразование с монодентатными и полидентатнымилигандами: строение комплексных соединений, равновесия в растворах комплексных соединений, константы устойчивости комплексных ионов.

Компл.соед.в аналитической химии. Кач.анализ катионов

1-я группа катионов

В первую аналитич.гр.катионов вход.ионов калия K+, натрия Na+, аммония NH4+ и магния Mg2+. В отличии от катионов др.групп боль-во солей калия, натрия, аммония, легко растворимы в воде. Ион Mg2+ св-вами несколько отлич.от других катионов этой группы. Он образ.труднорастворимые в воде гидрат окиси, фосфорнокислую и углекислую соли. Поскольку нерастворимость в воде углекислых солей – важнейший аналитич.признак катионов 2-й группы, то Mg2+ иногда относят к ней.

Реакции катионов калия

Реакция с кобальтинитритом натрия Na3[Co(NO2)6].

Кобальтинитрит натрия в нейтр.или уксусном р-ре дает с ионами калия желтый кристаллич. осадок кобальтинитрита калия-натрия:

2KCl + Na3[Co(NO2)6] = K2Na[Co(NO2)6] + 2NaCl

или в ионном виде:

2K+ +Na+ + [Co(NO2)6]3- = K2Na[Co(NO2)6]

Реакции катионов аммония

Реакция с реактивом Несслера

(щелочной раствор ртутноиодистого калия K2[HgI4]).

Этот реактив дает с аммонийными солями красновато-коричневый осадок состава [NH2Hg2O]I (его структурная формула HO – Hg –NH – I ):

NH4Cl + 2 K2[HgI4] + 4KOH = [NH2Hg2O]I + 7KI + KCl + 3H2O

или в ионном виде:

NH4+ + 2[HgI4]- + 4OH- = [NH2Hg2O]I + 7I- + 3H2O

При очень малых колич солей аммония вместо осадка получ.желтый раствор. Реакция очень чувствит.

2-ая группа катионов

Ко 2-ой аналитич.группе катионов относятся ионы Ba2+, Ca2+, Sr2+.

Их называют щелочноземельными металлами. По своей активности немного уступают щелочным металлам. Щелочноземельные металлы образ.большое колич.солей; из них растворимы галоидные, азотнокислые, уксуснокислые и кислые углекислые. Групповой реактив– углекислый аммоний (NH4)2CO3, образ.с ионами Ba2+ и Ca2+ не растворимые в воде средние соли BaCO3 и CaCO3.

Реакции катионов кальция

Реакция с ферроцианидом калия K4[Fe(CN)6].

Этот реактив с солями кальция в присутствии солей аммония образ. белый кристаллический осадок ферроцианида кальция и аммония Ca(NH4)2[Fe(CN)6]:

CaCl2 + 2NH4Cl + K4[Fe(CN)6] = Ca(NH4)2[Fe(CN)6] + 4KCl

или в ионном виде:

Ca2+ + 2 NH4+ + [Fe(CN)6]4- = Ca(NH4)2[Fe(CN)6]

3-я группа катионов

К 3-ей аналитич.группе катионов относ.ионы Al3+, Cr3+, Fe2+, Fe3+, Mn2+, Zn2+.

Сернистые соед.катионов этой группы не растворимы в воде, но растворимы в разбавленных в минеральных. Вследствие этого сероводород не осаждает катионы 3-ей группы из кислых р-ров. Поэт.для полного осаждения катионов 3-ей группы в виде сернистых соединений вместо сероводорода прим. его хорошо диссоциированные соли. Групповой реактив – сернистый аммоний (NH4)S. Хлористые, сернокислые, и азотнокислые соли этих элементов растворимы в воде. Растворы их вследствие гидролиза имеют слабокислую реакцию.

Реакции катионов трехвалентного железа

Реакция с гексацианоферратом (II) калия K4[Fe(CN)6]3.

K4[Fe(CN)6] даёт с солями Fe3+ в кислой среде синий осадок называемой берлинской лазури:

4FeCl3 + 3 K4[Fe(CN)6] = Fe4[Fe(CN)6]3 + 12KCl

или в ионном виде:

4Fe3+ + 3[Fe(CN)6] = Fe4[Fe(CN)6]3

Реакции катионов двухвалентного железа

Реакция с гексацианоферратом (III) калия K3[Fe(CN)6].

K3[Fe(CN)6], назыв.красной кровяной солью, дает с солями Fe2+ в кислой среде темно-синий осадок железосинеродистой закиси железа (турнбулева синь) Fe3[Fe(CN)6]2:

3FeSO4 + K3[Fe(CN)6] = Fe3[Fe(CN)6]2 + K2SO4

или в ионном виде:

3Fe2+ + [Fe(CN)6]3- = Fe3[Fe(CN)6]2

Реакции катионов цинка

Реакция с гексацианоферратом (II) калия K4[Fe(CN)6]3.

K4[Fe(CN)6] образует с ионами цинка белый осадок железистосинеродистого калия и цинка:

3ZnCl2 + 2K4[Fe(CN)6] = Zn3K2[Fe(CN)6]2 + 6KCl

или в ионном виде:

3Zn2+ + 2 K+ 2[Fe(CN)6] = Zn3K2[Fe(CN)6]2

4-ая группа катионов

Относятся катионы Hg2+, Cu2+, Bi3+, Ag+, Pb2+.

Сернистые соед.этих металлов не р-римы в разбавленных кислотах. Груп.реактив-сероводород. Многие катионы 4-й группы склоны к образ.прочных комплексов с аммиаком, цианистыми соед. и другими в-вами, что с успехом использ. в аналитич. хим.

Реакции катионов меди

Реакция с гексацианоферратом (II) калия K4[Fe(CN)6]3.

K4[Fe(CN)6] выдел. из р-ра солей двухвалентной меди красно-бурой осадок железистосинеродистой меди Cu2[Fe(CN)6]:

2CuSO4 + K4[Fe(CN)6] = Cu2[Fe(CN)6] + 2K2SO4

или в ионном виде:

2Cu2+ + [Fe(CN)6]4- = Cu2[Fe(CN)6]

Осадок не ра-рим в разбавленных кислотах, но растворяется в NH4OH, образуя аммиакат меди:

Cu2[Fe(CN)6] + 12NH4OH = 2[Cu(NH4)3](OH)2 + (NH4)4[Fe(CN)6] + 8H2O

или в ионном виде:

Cu2[Fe(CN)6] + 8NH3 = 2[Cu(NH4)3]2+ + [Fe(CN)6]4-

5-ая группа катионов

К 5-ой аналитич.группе относ.катионы мышьяка, сурьмы, олова.

Групп.реактив–многосернистый аммоний. Многосернистый аммоний готовят, растворяя серу в сернистом аммонии. Он является окислителем.Люб.комплекс.соед.сост. из центр.атома и координированных вокруг него частиц, кот.назыв.лигандами. Хим.связь между центр.атомом и лигандом носит донорно-акцепторный характер, причем донором пары электронов явл.лиганд, а акцептором–центр.атом. Лиганд может иметь несколько донорных атомов, способных образ.хими.связь с центральным атомом. По этому признаку они делятся на монодентатные и полидентатные. Монодентатный лиганд заним. одно координационное место у центрального атома; полидентатный – несколько: два, три и т.д. Макс. число монодентатных лигандов, кот.м. разместиться вокруг центр.атома, носит название координационного числа атома комплексообразователя. Центр.атом и располож.вокруг него лиганды образ. внутр.координационную сферу, кот.иногда назыв.первой координационной сферой. Внутр.координационная сфера м.иметь положит., отрицат. или нулевой электрический заряд. Если внутр.координационная сфера имеет заряд, мы имеем дело с комплексным катионом или анионом, и для электронейтральности компл.соед.должно содерж.анионы или катионы, которые размещ.во внешней или второй координационной сфере. Связь между внутр. и внешней координационными сферами носит чисто ионный характер. Поэт.в водных р-рах ионы, наход.во внешней координационной сфере комплекса, полностью диссоциированы.Лиганды предст.собой анионы или полярные молекулы. К неорг.лигандам относ. молекулы воды и аммиака, а также гидроксид-, галогенид-, цианид-ионы и т.д. Одним из наиболее распространенных лигандов является аммиак. Комплексы с орг.лигандами интенсивно окрашены, нер-римы в воде и легко р-римы в органич. средах. Обычно лиганды содержат такие донорные атомы, как кислород, азот, сера, фосфор и мышьяк, вход.в состав функцион.групп органич.реагентов.

В комплексах с полидентатными лигандами могут образ.хелатные циклы. Такие комплексы называют хелатами. Хелаты, в кот.замыкание цикла происходит в результате вытеснения ионом металла одного или нескольких протонов из кислотных групп лиганда, называют внутрикомплексными соед.

Дата добавления: 2016-11-12; просмотров: 4938 | Нарушение авторских прав | Изречения для студентов