Буферні розчини та їх властивості. Буферний розчин - хімічний реактив з постійним pH. Застосування буферних розчинів
Студент повинен вміти:
1. Розраховувати рН буферних систем.
2. Розраховувати буферну ємність розчину.
Розчини, рН яких майже не змінюється від додавання невеликих обсягів сильних кислот і лугів, а також від розведення, називають
буферними.
Найчастіше в якості буферних розчинів використовують суміші розчинів слабких кислот і їх солей, або ж суміші розчинів слабких основ і їх солей, або, нарешті, суміші розчинів солей многоосновних кислот різного ступеня заміщення.
Наприклад: НСООН
форміатная, рН = 3,8
СН3 СООН
ацетатна, рН = 4,7
СН3 СООNa
NaH2 PO4
фосфатная, рН = 6,6
Na2 HPO4
NH4 OH |
аміачна, рН = 9,25 |
||
NH4 CI |
|||
Розглянемо механізм дії буферних систем: |
|||
1. При додаванні кислоти в розчин, її іони водню зв'язуються в |
|||
слабку кислоту: |
|||
СН3 СООН |
CH3 COOH |
||
СН3 СООNa |
CH3 COOH |
||
2. При додаванні підстави в розчин, гідроксид іон зв'язується в |
|||
слабкий електроліт (Н2 О): |
|||
СН3 СООН |
CH3 COONa |
||
СН3 СООNa |
CH3 COONa |
||
Освіта слабких електролітів при додаванні в буферний розчин кислоти або підстави і обумовлює стійкість рН.
Обчислення рН буферних розчинів
1. Буферні розчини, утворені |
рН = рКкіслоти - |
З кислоти |
||||||
слабкою кислотою і її сіллю |
||||||||
З солі |
||||||||
рК - силовий показник кислоти: |
||||||||
рК = - lg Ккіслоти |
||||||||
2. Буферні розчини, утворені |
рОН = рКоснов. |
З підстави |
||||||
слабкими підставами і їх солями. |
||||||||
З солі |
||||||||
знаючи, що рН + рОН = 14, звідси |
||||||||
рН = 14 - рКосн. |
З підстави |
|||||||
З солі |
||||||||
Здатність буферних систем зберігати сталість рН визначається його буферною ємністю.Вона вимірюється кількістю моль-еквівалентів сильної кислоти або сильної основи, яке необхідно додати до 1 л
буферної системи розчину, щоб змінити рН на одиницю.
Розрахунок ємності буферної суміші проводимо за формулами:
де В - буферна ємність;
СА, СВ - концентрації речовин буферної суміші.
Буферна ємність тим більше, чим вище концентрація компонентів суміші. Щоб дію буферної суміші було досить ефективним, тобто щоб буферна ємність розчину змінювалася не дуже сильно,
концентрація одного компонента не повинна перевищувати концентрацію іншого компонента більше ніж в 10 разів.
Приклади РІШЕННЯ ТИПОВИХ ЗАВДАНЬ
Обчислення рН буферних розчинів, утворених
слабкою кислотою і її сіллю
Приклад 1. Обчислити рН суміші 0,03 н розчину оцтової кислоти СН 3 СООН з
0,1 н розчином СН3 СООNa, якщо силовий показник кислоти рК = 4,8.
рК (СН3 СООН) = 4,8 С (f (СН3 СООН) =
0,03 моль / л С (f (СН3 СООNa) =
Так як M (f) = M для CH3 COOH і для CH3 COONa, то для цих речовин С = С (f)
pH рКкісл. - lg скисло. Ссолі
pH 4,8 - lg 0,03 4,8 lg 0,3 4,8 - (-0,52) 5,32 0,1
Відповідь: рН = 5,32
Приклад 2. Обчислити рН розчину, отриманого шляхом змішування 20 мл
0,05м розчину азотної кислоти HNO2 і 30 мл 1,5 м розчину нітриту натрію
NaNO2.
V (HNO2) = 20 мл |
1. Знаходимо об'єм розчину після змішування |
|||
З (HNO2) = 0,05 моль / л |
кислоти HNO2 і солі NaNO2 і їх концентрації |
|||
V (HNO2) = 30 мл |
в отриманій суміші: |
|||
З (HNO2) = 1,5 моль / л |
V = 20 + 30 = 50 мл |
|||
З (HNO 2) |
0,02 моль / л |
|||
2. По таблиці знаходимо, що рК HNO 2 = 3,29.
3. Обчислюємо рН:
C (NaNO2) 1,5 30 0,9 моль / л Відповідь: рН = 4,94 50
Приклад 3. Скільки 0,5 м розчину ацетату натрію СН3 СООNa потрібно додати до 100 мл 2м розчину оцтової кислоти СН 3 СООН, щоб отримати буферний розчин з рН = 4?
С (СН3 СООNa) = 0,5 моль / л |
|||||
З солі |
|||||
З кисл. |
|||||
З солі |
|||||
Отже, відношення концентрації кислоти до концентрації солі
має дорівнювати 5,754: 1.
2. Знаходимо концентрацію кислоти в буферній системі:
4. Знаходимо кількість 0,5 м розчину ацетату натрію СН3 СООNa, що містить
Приклад 4. У яких молярних співвідношеннях слід взяти розчини солей складу NaH2 РO4 і Na2 HPO4, щоб отримати буферну систему з рН = 6?
1. За умовою завдання нам відомо лише величина рН. Тому по
величиною рН знаходимо концентрацію іонів водню:
рН = - lg = 6 або lg = -6. Звідси = 10-6 моль / л.
2. У даній буферної системі в якості кислоти виступає іон Н2 РО4
NaH2 PO4 Na + + H2 PO4 ¯ К2 (Н3 РО4) = 6,2 10 -8.
3. Знаючи, концентрацію іонів водню і величину константи
дисоціації кислоти, обчислюємо відношення концентрації кислоти до концентрації солі в даній буферної системі:
C кисл. |
||||||||
K2 (H3 PO4) |
або = K2 (H3 PO4) |
|||||||
З солі |
||||||||
1 10 - 6 |
||||||||
K2 (H3 PO4) |
||||||||
Обчислення рН буферних систем, утворених
слабкими підставами і їх солями
Приклад 5. Обчислити рН буферного розчину, що містить 0,1 моль / л NH4 OH
і 0,1 моль / л NH4 Cl, якщо константа дисоціації NH4 OH дорівнює 1,79 10-5.
З (NH4 OH) = 0,1 моль / л
З (NH4 Cl) = 0,1 моль / л
КNH4OH = 1,79 10-5
1. pK NH 4 OH - lg 1,79 10 -5 - (0,25 5) 4,75
2.pH 14 - pKосн. lg Сосна.
З солі
14 - 4,75 lg 0,1 9,25 0,1
Відповідь: рН = 9,25.
Приклад 6. Обчислити рН аміачної буферної системи, що містить по 0,5
гідроксиду амонію і хлориду амонію. Як зміниться рН при додаванні до
1л цієї суміші 0,1м HCI і при додаванні до 1 л суміші 0,1м NaOH і при розведенні розчину водою в 10 разів, якщо рК NH4 OH = 4,75?
C (NH4 OH) = 0,5 моль / л
З (NH4 Cl) = 0,5 моль / л
С (HCl) = 0,1 моль / л
С (NaOH) = 0,1 моль / л
р KNH 4 OH = 4,75
1. рН до розведення -?
2. рН після додавання HCI -?
3. рН після додавання NaOH -?
4. рН після розведення водою -?
pH 14 - рК lg З осн.
З солі
1. pH 14 - 4,75 lg 0,5 0,5 9,25
2. При додаванні до буферного розчину 0,1м HCl концентрація NH 4 OH
зменшиться на 0,1 м і стане рівною
0,4 м, а концентрація NH4 CI зростає до 0,6 м. Отже:
pH 14 - 4,75 lg 0,4 0,6 9,074
3. При додаванні ж 0,1 м NaOH до 1 л цієї суміші концентрація NH4 OH
збільшиться до 0,6 м, а концентрація NH4 Cl зменшиться до 0,4 м. В результаті цього отримаємо: pH 14 - 4,75 lg 0,6 0,4 9,426
4. При розведенні буферного розчину водою в 10 разів матимемо: pH 14 - 4,75 lg 0,05 0,05 9,25
Приклад 7. Обчислити рОН і рН розчину, що містить в 1 л 8,5 г аміаку і
107 г хлориду амонію.
m (NH3) = 8,5 г |
1. Знаходимо молярні концентрації |
||||
m (NH4 Cl) = 107 г |
аміаку і хлориду амонію: |
||||
рОН -? рН -? |
C (NH3) |
||||
C (NH 4 CI) |
||||||||||||||||||||
2. Обчислюємо рОН і рН: |
||||||||||||||||||||
C осн. |
||||||||||||||||||||
C солі |
||||||||||||||||||||
4,75 (0,6) 5,35 ; |
||||||||||||||||||||
Відповідь: рН = 8,65, рОН = 5,35 |
||||||||||||||||||||
Обчислення буферній ємності |
||||||||||||||||||||
буферна |
суміші, якщо вона отримана шляхом |
|||||||||||||||||||
змішування 0,1м СН3 СООН і 0,1м СН3 СООNa? |
||||||||||||||||||||
С (СН3 СООН) = 0,1моль / л |
Оскільки С (СН3 СООН) = С (CH3 COONa) = 0,1 м, то |
|||||||||||||||||||
З (CH3 COONa) = |
використовуємо формулу: |
|||||||||||||||||||
0,1моль / л |
||||||||||||||||||||
C A C B |
||||||||||||||||||||
0,12 |
||||||||||||||||||||
0,115 моль / л |
||||||||||||||||||||
| С (СН3 СООNa) = | ||||||||||||||||||||
тому = К С |
||||||||||||||||||||
KCH 3 COOH = 18 10 -5 С = 1 моль / л |
||||||||||||||||||||
Для того щоб знизити рН на одиницю, треба додати до розчину таке
число молей кислоти, при якій Скіслоти 10
Отже, можна скласти рівняння:
ЗАВДАННЯ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЮ
1. Чому дорівнює рН суміші, що складається з 100 мл 23н НСООН і 30 мл 15Н
розчину НСООK.
2. Як зміниться рН буферного розчину, складеного з 0,01 Na 2 HPO4 і
0,01м NaH2 PO4, якщо додати до нього 10-4 моль HCl.
3. Обчислити рН розчину, що містить 0,05 моль / л NH 4 OH і 0,05 моль / л
NH4 Cl (КNH4 OH = 1,8 10-5).
4. Обчислити буферну ємність розчину, що містить в 1 л 0,4 моль Na 2 HPO4
і 0,2 моль NaH2 PO4.
При виконанні хімічного аналізу часто виникає необхідність провести реакцію при незмінному певному значенні рНрозчину. У цьому випадку використовують буферні розчини, здатні зберігати деякий час постійним значення рНпри додаванні в розчин сильних кислот (наприклад, HCl), лугів (наприклад, NaOH) і при розведенні розчину. Зазвичай буферний розчин являє собою суміш слабкої кислоти і її солі (кислотна буферна система з рH< 7), слабого основания и его соли (основная буферная система, c pH >7), або суміші кислих і середніх солей.
Механізм буферної дії розглянемо на прикладі ацетатного буфера.
Він заснований на зсуві положення рівноваги реакції дисоціації слабкої кислоти:
(2)
У присутності сильного електроліту CH3COONa, повністю диссоциированного в розчині:
рівновагу (1) сильно зрушено вліво, тому концентрація недіссоціірованних молекул СН3СООН практично дорівнює концентрації кислоти, а концентрація іонів СН 3 СОО - дорівнює концентрації солі:
Для розведеного розчину константу дисоціації K д в суміші з CH 3 COONa можна виразити через рівноважні концентрації кислоти і солі:
, (4)
і після логарифмування рівняння (4) отримуємо залежність рНвід концентрації солі і кислоти.
(5)
= -lg Kд.
Для оцтової кислоти значення тоді 
Буферний ефект ацетатного буферного розчину пов'язаний з тим, що при додаванні до цього розчину сильної кислоти (наприклад, HCl) надлишок іонів водню, що виникає в розчині як результат дисоціації сильної кислоти,
зв'язується аніоном слабкої (малодиссоциирующие) оцтової кислоти , так що
При додаванні лугу (наприклад, NaOH) гідроксид-іони ОН - нейтралізуються оцтовою кислотою з утворенням слабкого електроліту - води в результаті реакції нейтралізації:
В обох випадках концентрація іонів водню і гідроксид-іонів в розчині практично не змінюється, тобто зберігається початкове значення рН.
Аміачний буферний розчин представляє суміш гідроксиду амонію і хлориду амонію. Для аміачного буфера залежність pH визначається рівнянням (6):
(6)
Для гідроксиду амонію тоді 
.
При додаванні до такого розчину кислоти або лугу відбувається нейтралізація іонів водню або зв'язування гідроксид-іонів в слабкий електроліт - гідроксид амонію (по сучасними уявленнями- в гідрат амонію ):
При цьому зберігається значення рНвихідного розчину.
При розведенні водою буферні системи зберігають сталість рНзавдяки збереженню рівноваги між кислотою і зв'язаних підставою, яке визначається постійністю константи дисоціації слабкої кислоти або слабкої основи.
З рівнянь випливає, що рНбуфера не зміниться при розведенні. Однак значне зменшення концентрації буферного розчину призведе до збільшення ступеня дисоціації слабкого електроліту згідно (2), тому рНбуфера при сильному розведенні зміниться.
Буферні системи характеризуються двома параметрами:
1. Значення створюваного цими розчинами рН;
значення рНв буферних системах визначається величиною константи дисоціації слабкої кислоти або слабкої основи: в кислотних буферних системах (слабка кислота + її сіль) -Співвідношення концентрації слабкої кислоти Зкисл і її солі Зсолі; в основних буферних системах (слабка основа + його сіль) - співвідношенням концентрації слабкої основи Зосн і його солі Зсолі.
2. Буферна ємність.
Буферне дію відрізняються за складом буферних сумішей неоднаково. Важливою величиною, яка характеризує здатність буферної системи протидіяти зміні реакції середовища (тобто зміни її рН) При додаванні кислот чи лугів, є буферна ємність системи.
буферною ємністюрозчину називають кількість молей кислоти або лугу, які при додаванні до одного літра (1 дм 3) буферного розчину змінюють його рНна одиницю.
Буферну ємність можна визначити експериментально або розрахувати.
Здатність буферних систем підтримувати постійне значення рНнебезмежна, вона залежить від якісного складу системи і концентрації компонентів. При додаванні до буферної системі значних кількостей сильної кислоти або сильної основи спостерігається помітна зміна рН.
Величину буферної ємності системи по кислоті або по лугу розраховують за формулою:
де Зі V- концентрація і обсяг доданої кислоти або лугу до буферного розчину з об'ємом Vбуфера, - зміна pHпісля додавання кислоти або лугу.
20. Буферні розчини, природні буферні системи. Розрахунок pH буферних систем, буферна ємність.
буферного розчину- розчини, концентрація іонів водню (рН) яких не змінюється від додавання обмежених кількостей сильної кислоти або лугу (див. Водневий показник). Б.р. складаються з суміші розчину слабкої кислоти і її солі сильного підстави або, навпаки, - слабкої основи і його солі сильної кислоти.
Багато природних рідини мають буферними властивостями. Прикладом може служити вода в океані, буферні властивості якої багато в чому обумовлені розчиненим вуглекислим газом і гідрокарбонат-іонами НСО3-. Джерелом останніх, крім СО2, є величезні кількості карбонату кальцію у вигляді раковин, крейдяних і вапнякових відкладень в океані. Цікаво, що фотосинтетична діяльність планктону - одного з основних постачальників кисню в атмосферу, призводить до підвищення рН середовища. Відбувається це відповідно до принципу Ле Шательє в результаті зсуву рівноваги при поглинанні розчиненого вуглекислого газу. Коли в ході фотосинтезу з розчину видаляється СО2, рівновага зміщується вправо і середовище стає більш лужним. У клітинах організму гідратація СО2 каталізується ферментом карбоангидразой.
Клітинна рідина, кров також є прикладами природних буферних розчинів. Так, кров містить близько 0,025 моль / л вуглекислого газу, Причому його зміст у чоловіків приблизно на 5% вище, ніж у жінок. Приблизно така ж в крові концентрація гідрокарбонат-іонів (їх теж більше у чоловіків).
Розрахунок рН буферних систем.
для кислотних буферних систем: рН = рК (Кислоти) + Lg.
Для основних буферних систем:
рН = 14 - рК (підстави) - lg 
де рК (кислоти), рК (підстави) - негативний десятковий логарифм константи електролітичноїдисоціації слабкої кислоти; слабкої основи. З цих рівнянь видно, що рН кислотної (основний) буферної системи залежить від природи слабкого електроліту (рК (Кислоти) , рК (підстави) ) І від співвідношення концентрацій солі і кислоти (підстави).
Буферна ємність розчину - здатність розчину зберігати постійної концентрацію певних іонів (зазвичай застосовується до іонів H +).
21. Кислоти і підстави по Льюїсу.
визначення Льюїса. Льюїс запропонував більш загальне визначення: кислота - це речовина, яка акцептує електронну пару; підстава - це речовина, яка надає електронну пару.
Взаємодія між кислотою і підставою, згідно з цим визначенням, полягає у виникненні ковалентного зв'язку за донорно-акцепторного механізму:
На підставі визначень Льюїса все звичайні ліганди (NH 3, CN -, F -, Cl - і ін.) Можна розглядати як підстави, а все іони металів - як кислоти. Ступінь спорідненості іона металу до ліганду називають Льюісовского кислотністю, а тенденція лиганда утворювати зв'язку з іоном металу називається Льюісовского основностью. Сили кислот і підстав Льюїса можуть змінюватися в залежності від природи партнера.
22. Гетерогенні рівноваги. Твір розчинності.
Рівновага в гетерогенній системі
в системі за умов можливий перехід речовини з однієї фази в іншу. Ознакою того, що система також знаходиться в рівновазі, тобто. Е. Не відбувається переходу будь-якого компонента з однієї фази в іншу, є рівність питомих хімічних потенціалів даного компонента в розглянутих фазах.
Одним з найважливіших законів гетерогенного рівноваги є правило фаз. Воно оперує з основними поняттями про компоненті, фазі і числі ступенів свободи. Два перших поняття визначені вище.
Під термодинамічними ступенями свободи маються на увазі незалежні параметри системи, що знаходяться в термодинамічній рівновазі, які можуть приймати довільні значення в певному інтервалі, причому число фаз не змінюється.
Число ступенів свободи (варіантність системи) - це число, яке вказує, скільком параметрами, які характеризують стан рівноважної системи, можна давати довільні значення без того, щоб число фаз в системі змінилося.
Правило фаз: В ізольованій рівноважної системі число фаз плюс число ступенів свободи дорівнює числу компонентів плюс 2
твір розчинності (ПР, K sp) - твір концентрацій іонів малорастворимого електролітув його насиченому розчиніпри постійній температурі і тиску. Твір розчинності - величина постійна.
Розрахунку рН буферних розчинів здійснюється за рівнянням Гендерсона - Гассельбаха:
- для кислотного буфера рівняння має вигляд
- для основного буфера
Рівняння показують, що рН буферного розчину даного складу визначається ставленням концентрацій кислоти і солі або підстави і солі, тому не залежить від розведення. При зміні обсягу розчину концентрація кожного компонента змінюється в однакове число раз.
буферна ємність
Здатність буферних розчинів зберігати сталість рН обмежена. Тобто додавати кислоту або луг, істотно не змінюючи рН буферного розчину, можна лише в обмежених кількостях.
Величину, що характеризує здатність буферного розчину протидіяти зсуву реакції середовища при додаванні кислот і лугу, називають буферною ємністю розчину (В).
Буферна ємність вимірюється кількістю молей еквівалентів сильної кислоти або лугу, додавання якої до 1 л буферного розчину змінює рН на одиницю.
Математично буферна ємність визначається наступним чином:
В по кислоті (моль / л мул ммоль / л):
,
де n (1 / z HA) - кількість моль еквівалентів кислоти, рН 0 і рН - рН буферного розчину до і після додавання кислоти, V Б - обсяг буферного розчину.
В по лугу (моль / л або ммоль / л):
,
де n (1 / z ГЕТЬ) - кількість моль еквівалентів лугу, інші позначення ті ж.
Буферна ємність залежить від ряду факторів:
1. Від природи додаються речовин і компонентів буферного розчину. Оскільки деякі речовини можуть утворювати нерозчинні сполуки або комплекси або давати інші небажані реакції з компонентами буферної системи, тоді поняття буферної ємності втрачає сенс.
2. Від вихідної концентрації компонентів буферної системи.
чим більше кількостікомпонентів кислотно-основної пари в розчині, тим більше буферна ємність цього розчину.
Межа співвідношення концентрацій компонентів буферного розчину, при якому система все ще зберігає свої властивості. Інтервал рН = рК ± 1, називається зоною буферного дії системи. Це відповідає інтервалу співвідношення С солі / С к-ти від 1/10 до 10/1.
В до (крові) = 0,05моль / л; В до (плазми) = 0,03 моль / л; В до (сив.крові) = 0,025 моль / л
Буферні системи крові
Особливо велике значення буферні системи мають в підтримці кислотно-лужної рівноваги організмів. Значення рН здебільшого внутрішньоклітинних рідин знаходиться в інтервалі від 6,8 до 7,8.
Кислотно - основну рівновагу в крові людини забезпечується гідрокарбонатної, фосфатної, білкової і гемоглобиновой буферними системами. Нормальне значення рН плазми крові 7,40 ± 0,05.
Гемоглобіновая буфернаясістемана 35% забезпечує буферну ємність крові: 
. Оксигемоглобін є сильнішою кислотою, ніж відновлений гемоглобін. Оксигемоглобін зазвичай буває у вигляді калієвої солі.
Карбонатна буферна система :
за своєю потужністю посідає перше місце. Вона представлена вугільної кислотою (Н 2 СО 3) і бікарбонатом натрію або калію (NaНСО 3, КНСО 3) в пропорції 1/20. Бікарбонатний буфер широко використовується для корекції порушень кислотно-основного стану організму.
Фосфатна буферна система 
.
Дігідрофосфатобладает властивостями слабкої кислоти і взаємодіє з надійшли в кров лужними продуктами. Гідрофосфат має властивості слабкої луги та вступає в реакцію з більш сильними кислотами.
Білкова буферна сістемаосуществляет роль нейтралізації кислот і лугів завдяки амфотерним властивостями: в кислому середовищі білки плазми поводяться як підстави, в основний - як кислоти: 
Буферні системи є і в тканинах, що сприяє підтримці рН тканин на відносно сталому рівні. Головними буферами тканин є білки і фосфати. Підтримка рН здійснюється також за допомогою легких і нирок. Через легені віддаляється надлишок вуглекислоти. Нирки при ацидозі виділяють більше кислого одноосновного фосфату натрію, а при алкалозі - більше лужних солей: двоосновний фосфату натрію і бікарбонату натрію.
Приклади розв'язання задач
Рішення:
Розраховуємо рН кислотного буферного розчину за формулою, тоді
відповідь: 5,76
Рішення:
Розраховуємо буферну ємність за формулою: 
відповідь: 0,021 моль / л
Приклад 3.
Буферний розчин складається з 100 мл 0,1моль / л оцтової кислоти і 200 мл 0,2моль / л ацетату натрію. Як зміниться рН цього розчину, якщо до неї додати 30 мл 0,2моль / л розчину гідроксиду натрію.
Рішення:
Розраховуємо рН буферного розчину за формулою:
При додаванні до буферного розчину NaOH збільшується кількість солі і зменшується кількість кислоти в буферному розчині:
0,006 0,006 0,006
СH 3 COOH + NaOH = CH 3 COONa + H 2 O
Розраховуємо n (NaOH) = 0,03 л · 0,2 моль / л = 0,006 моль, отже в буферному розчині кількість кислоти зменшується на 0,006 моль, а кількість солі збільшиться на 0,006 моль.
Розраховуємо рН розчину за формулою:
Звідси: рН 2 - рН 1 = 5,82 - 5,3 = 0,52
відповідь:зміна рН буферного розчину = 0,52.
завдання для самостійного рішення
4. На титрування 2 мл крові для зміни рН від початкового значення (7,36) до кінцевого значення (7,0) треба було додати 1,6 мл 0,01 М розчину HCl. Розрахуйте буферну ємність по кислоті.
5. Скільки моль ацетату натрію необхідно додати до 300 мл оцтової кислоти, щоб знизити концентрацію іонів водню в 300 разів (К дис (СН3СООН) = 1,85.10 -5).
6. При біохімічних дослідженнях використовують фосфатний буфер з рН = 7,4. В якому співвідношенні треба змішати розчини гидрофосфата натрію і дигідрофосфату натрію з концентрацією по 0,1 моль / л кожен, щоб отримати такий буферний розчин (рК (Н 2 РО 4 -) = 7,4).
7. Які порушення КОС спостерігаються при таких показниках: рН крові = 7,20, РСО 2 = 38 мм рт. ст., БО = 30 ммоль / л, СБО = -4 ммоль / л. Як усунути дане порушення КОС?
тестові завдання
Буферний розчин використовують для підтримки постійного значення рН. Він складається з суміші слабкої кислоти НА і сполученого підстави А -. У буферному розчині співіснують рівноваги:
НА + Н 2 О ↔ Н 3 О + + А -
А - + Н 2 О ↔ НА + ОН -
пригнічують один одного при досить високих С (НА) і С (А -); тому можна вважати, що [НА] = С (НА) і [А -] = С (А -). Використовуючи вираз для До а НАі нехтуючи внеском [Н 3 О +] за рахунок дисоціації води, отримуємо
Те ж вираз можна отримати, використовуючи константу другого рівноваги.
ПРИКЛАД 16.Розрахуйте рН буферного розчину, що складається з 0.10 М оцтової кислоти і 0.10 М ацетату натрію.
Рішення.Тут виконуються всі умови, що дозволяють застосувати формулу (2-14) (оцтова кислота - слабка кислота, концентрації кислоти і сполученого підстави досить високі). Тому
ПРИКЛАД 17.Розрахуйте рН буферного розчину, що складається з 0.10 М аміаку і 0.20 М хлориду амонію.
Рішення.За формулою (2-14) знаходимо
Важливою характеристикою буферного розчину є буферна ємність. Додавання сильного підстави (кислоти) до буферного розчину його рН може змінюватися при зміні концентрації кислоти НА і сполученого підстави А -. Тому буферну ємність прийнято представляти у вигляді
якщо до буферного розчину додається серйозна причина, і
якщо до буферного розчину додається сильна кислота. Запишемо рівняння матеріального балансу для суміші одноосновної кислоти НА і сполученого підстави А -:
Висловимо [НА] через До а НАі підставимо в рівняння матеріального балансу. Знайдемо [А -]:
(2-17)
Диференціюючи рівняння (2-17) по dpH з урахуванням, що dc осн =, отримуємо
(2-18)
Неважко бачити, що при рН = Pк а НА, тобто - С (НА) = С (А -), досягається максимальна буферна ємність. Можна показати, що
(2-19)
Формули (2-18) і (2-19) випливають одна з іншої, якщо згадати, що [НА] = а(НА) С (НА) і [А -] = а(А -) С (А -), а також вирази для а(НА) і а(А -).
Для сильно розведених буферних розчинів слід врахувати внесок дисоціації води. У цьому випадку рівняння (2-19) ускладнюється:
Тут перші два доданки описують буферне дію води, третє - буферне дію кислоти і сполученого підстави.
ПРИКЛАД 18.Розрахуйте, як зміниться рН, якщо до 1.0 л буферного розчину, що складається з 0.010 М оцтової кислоти і 0.010 М ацетату натрію, додати 1.0 · 10 -3 моль соляної кислоти.
Рішення. Розраховуємо рН буферного розчину до додавання соляної кислоти:
Загальна концентрація буферного розчину дорівнює
Для такого досить концентрованого буферного розчину буферну ємність слід розраховувати за формулою (2-18):
Розрахунок але формулою (2-19) дає той же результат:
Розраховуємо зміна рН
Таким чином, після додавання соляної кислоти рН буферного розчину складе
рН = 4.75 - 0.087 = 4.66
Це завдання можна вирішити, не вдаючись до розрахунку буферної ємності, а знайшовши кількості компонентів буферної суміші до і після додавання НС1. У вихідному розчині
ПРИКЛАД 19. Виведіть вираз для максимальної буферної ємності розчину із загальною концентрацією компонентів с.
Рішення.Знайдемо умови, при яких буферна ємність максимальна. Для цього продифференцируем вираз (2-18) по рН і прирівняємо похідну нулю
Звідси [Н +] = К а НА і, отже, С (НА) = С (А -).
Використовуючи формули (2-19) і (2-21), отримуємо, що
Розрахунок рН сумішей кислот або підстав.Нехай в розчині містяться дві кислоти НА 1 і НА 2. Якщо одна кислота набагато сильніше інший, то майже завжди присутністю більш слабкої кислоти можна знехтувати, так як її дисоціація пригнічена. В іншому випадку необхідно враховувати дисоціацію обох кислот.
Якщо HA 1 і НА 2 не дуже слабкі кислоти, то нехтуючи автопротолізом води, рівняння електронейтральності можна записати у вигляді:
[Н 3 О +] = [А 1 -] +
Знайдемо рівноважні концентрації А 1 - і А 2 1 з виразів для констант дисоціації НА 1 і НА 2:
Підставимо отримані вирази в рівняння електронейтральності
Після перетворення отримуємо
Якщо ступінь дисоціації кислот не перевищує 5%, то
Для суміші з пкислот
Аналогічно для суміші одноосновних підстав
(2-21)
де До а 1і До а 2 -константи дисоціації пов'язаних кислот. На практиці частіше, мабуть, зустрічаються ситуації, коли одна (одна) з присутніх в суміші кислот (підстав) пригнічує дисоціацію інших і тому для розрахунку рН можна врахувати дисоціацію тільки цієї кислоти (цього підстави), а дисоціацією інших знехтувати. Але можуть зустрітися і інші ситуації.
ПРИКЛАД 20.Розрахуйте рН суміші, в якій загальні концентрації бензойної та аминобензойной кислот рівні відповідно 0.200 і 0.020 М.
Рішення.Хоча величини констант дисоціації бензойної (До а= 1.62 · 10 -6, позначимо До 1)і аминобензойной (До а = 1.10 · 10 -5, позначимо K 2)кислот розрізняються майже на два порядки, через досить великої різниці концентрацій кислот тут необхідно врахувати дисоціацію обох кислот. Тому за формулою (2-20) знаходимо
