Формулы для расчёта рн буферных растворов при добавлении к ним кислот или оснований

Интервал значений рН выше и ниже которого буферное действие прекращается, называется зоной буферного действия.

Изменение величины рН буферной системы при этом составляет ± 1: рН = рК ± 1. Соотношение концентраций компонентов буферной смеси может лежать в пределах: 10 › С_к/С_с › 0,1.

Например, если взять раствор, содержащий 1 моль СН₃СООН и 0,1 моля СН₃СООNa в литре ( = 10), и второй раствор, содержащий 0,1 моля СН₃СООН и 1 моль СН₃СООNa в литре ( = ), то в первом растворе:

рН = рК( – lg10 = рК( - 1,

а во втором растворе:

рН = рК( – lg0,1 = рК( + 1.

В том случае, когда в качестве буферного раствора применяют смесь кислой и средней соли, например NaHCO₃ и Na₂CO₃, концентрацию гидрокарбоната-иона HC можно считать равной концентрации кислой соли, а концентрацию карбонат-иона – концентрацией средней соли. Концентрацию ионов водорода в этом случае вычисляют по следующей формуле:

[H⁺] =

При С(NaHCO₃) = C(Na₂CO₃) концентрация ионов водорода равна:

[H⁺] = К(НСО₃^-).

В качестве буферного раствора может также служить раствор двух кислых солей, соответствующих различным ступеням нейтрализации многоосновной кислоты, например NaH₂PO₄ и Na₂HPO₄. В этом случае первая соль даёт кислоту [H₂PO₄]^-. А вторая является соответствующей этой кислоте солью или сопряженным основанием [HPO₄]^2-.

Фосфатные буферные растворы могут быть составлены из смесей следующих веществ: 1) H₃PO₄ + Na₂HPO₄; 2) Na₂HPO₄ + Na₂HPO₄; 3) Na₂HPO₄ + Na₃PO₄. В случае равенства концентраций компонентов в этих растворах для первой смеси рН = рК(H₃PO₄); для второй рН = рК{[H₂PO₄]^-}; для третьей рН = рК{[HPO₄]^2-}.

В некоторых случаях для приготовления буферной смеси с определённым значением рН смешивают два буферных раствора. Например, для получения буфера с рН, равным 7,35, смешивают карбонатный буфер (гидрокарбонат – карбонат) с фосфатным (гидро- и дигидрофосфат).

Отметим, что при разбавлении буферных растворов концентрация ионов водорода, а следовательно, рН почти не изменяется, так как отношение При разбавлении растворов сильных кислот или сильных щелочей концентрация ионов водорода резко уменьшается, а при разбавлении раствора слабых кислот или щелочей уменьшается в значительно меньшей степени.

Буферные растворы с устойчивыми значениями рН в интервале от 7 до 10 можно получить, смешав какое-либо основание с одной из его солей. Типичным примером буферного раствора тако типа является раствор аммиака и хлорида аммония. В водном растворе хлорид аммония полностью диссоциирует

NH₄Cl(водн.) → [NH₄]⁺ (водн.) + Cl^-(водн.)

Аммиак диссоциирует в воде лишь частично

NH_3(водн) + H₂O_(ж.) ↔ [NH₄]⁺ (водн.) + ОН^-_(водн.)

При добавлении кислоты в этот буферный раствор она нейтрализуется ионами ОН^-. Вследствие этого равновесие процесса диссоциации аммиака смещается вправо. Этот сдвиг поддерживает постоянную концентрацию ионов ОН^-, и, следовательно, будет постоянным значение рН.

При добавлении основания равновесие смещается влево равновесие смещается влево, и концентрация ионов ОН^- поддерживается постоянной. Наличие в буферном растворе хлорида аммония обеспечивает в нём большой запас ионов NH₄⁺, позволяющий компенсировать влияние добавляемых порций основания.

Уравнение Гендерсона для буферного раствора, содержащего слабое основание и одну из его солей, имеет вид:

 

рН = рК_В – рК_b + lg(

ФОРМУЛЫ ДЛЯ РАСЧЁТА рН БУФЕРНЫХ РАСТВОРОВ ПРИ ДОБАВЛЕНИИ К НИМ КИСЛОТ ИЛИ ОСНОВАНИЙ

рН = рК + lg

рН = рК + lg

БУФЕРНАЯ ЁМКОСТЬ

Буферные системы способны поддерживать постоянным значение рН среды только при добавлении к ним небольших количеств кислоты или щёлочи. Для количественной характеристики сопротивляемости буферных растворов к добавлению кислот или оснований введено понятие «буферная ёмкость»:

БУФЕРНОЙ ЁМКОСТЬЮ (В) называется число моль-эквивалентов сильной кислоты или щелочи, которые нужно добавить к 1 л буферного раствора, чтобы изменить величину рН на единицу.

Различают буферную ёмкость по кислоте В_а и буферную ёмкость по основанию В_в, которые рассчитываются с помощью уравнений:

Н(к-ты) V(к-ты)Н(щел) V(щел)

∆рН V(буф. р-ра) ∆рН V(буф. р-ра)

где Н – нормальная концентрация эквивалентов, а V – объём добавленной кислоты (щелочи); ∆рН – сдвиг водородного показателя буферного раствора, вызванный добавлением сильной кислоты (щелочи); V – исходный объём буферного раствора.

Буферная емкость зависит от концентраций компонентов в буферном растворе и их отношения. Чем выше концентрация компонентов, тем больше буферная емкость.

Кислотная буферная ёмкость определяется концентрацией буферного основания, т.е. концентрацией акцептора протона

В_а = f([акцептор протона]).

Основная буферная ёмкость определяется концентрацией буферной кислоты, т.е. концентрацией донора протона

В_в =f([донор протона]).

При разбавлении буферного раствора величина буферной ёмкости уменьшается вследствие снижения концентрации всех компонентов раствора.

При одинаковой суммарной концентрации компонентов буферная емкость достигает максимального значения при равенстве их концентраций: [донор протона] = [ акцептор протона], причём в этом случае В_а = В_в, а рН = рК_а.

 

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: