Границы буферного действия
Границы буферного действия определяются, исходя из значения рК данной буферной системы и отличаются от него в обе стороны не более чем на единицу. pH = pK ± 1 Буферная емкость Буферная емкость является количественной характеристикой буферного раствора. Определяются буферная емкость по кислоте (Вк) и буферная емкость по щелочи (Вщ). Буферная емкость определяется как количество вещества H3O + (или OH-) которое надо добавить к 1л данной буферной системы, чтобы его рН изменился на 1. Напомнить студентам, что при добавлении сильной кислоты к буферной системе рН немного уменьшается, а при добавлении щелочи немного увеличивается. n(H3O+)добавл. n(ОH-)добавл. Bк = ------------------- Вщ = ------------------- Vбуф.р-ра . |ΔpH| Vбуф.р-ра . |ΔpH|
Пример1. Рассмотреть буферные равновесия в буферной системе NH3- NH4Cl
Решение. Соль диссоциирует на ионы практически полностью: NH4Cl = NH4+ + Cl - Ион аммония является слабой катионной кислотой: NH4 + + Н2О ↔ NH3 + Н3О+ (1) Аммиак – нейтральное слабое основание, его протолиз записывается так: NH3 + Н2О ↔ NH4 + + ОН- (2) Уравнения (1) и (2) представляют собой уравнения буферных равновесий. По принципу Ле Шателье равновесие в обоих процессах сильно смещено влево . По этой причине равновесные концентрации аммиака и иона аммония практически равны их начальным концентрациям. Расчет рН в буферных системах производится с помощью уравнения Гендерсона- Хассельбальха. a(сопр.осн-я) pH = pKa + lg----------------- а(сопр. к-ты) Аммиак – нейтральная молекула и для него коэффициент активности равен 1. Тогда для данной системы уравнение приобретает вид: с0(NH3) pH = pKa + lg----------------- c0(NH4+) .f(NH4+)
Пример 2а) 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 мл1М NaOH и буферную ёмкость по щёлочи. Решение: а) рН ацетатной буферной системы равна: рН= 4,76 + lg с( CH3COO-) / c( CH3COOH) Концентрации буферных кислоты и основания равны: c(CH3COO-) = с(СH3COOH) = моль/л Рассчитываем рН буферной системы: pН = 4,76 + lg 0,05 / 0,05 = 4,76 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) = 0,01моль. 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. Тогда рН = 4,76 + lg n( CH3COO-) / n(CH3COOH) = 4,76 + lg 0,01 / 0,03 = 4,28. ∆pH = 4,76 - 4,28 = 0, 48 Буферная ёмкость по кислоте равна: Bк = 0,01 / 0,41∙0,48 = 0,05моль/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) = 0,01моль. 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. Тогда рН = 4,76 + lg n(CH3COO-) / n(CH3COOH) = 4,76 + lg 0,03 / 0,01 = 5,24. ∆pH = 5,24 – 4,76 = 0,48. Буферная ёмкость по щёлочи равна: Вщ =n(OH-) / V∙ ∆pH = 0,01 / 0,41∙0,48 = 0,05 моль/л. Пример 3.Рассчитайте рН раствора, приготовленного смешением 300мл 0,05М KH2PO4 и 200мл 0,1М Na2HPO4. pKa(H2PO4 - /HPO42-)= 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 fионов. f(H2PO4-) =0,81. f( HPO42-) = 0,41.Рассчитываем рН данного буферного раствора: pH= +lg = 7,03. Пример 4. 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. Ионную силу раствора точно определить заранее нельзя, так как неизвестно количество и концентрация сильного электролита в полученном растворе. Однако можно создать требуемую ионную силу введением инертного электролита типа NaCl, Na2SO4. Для определенности примем ионную силу равную I = 0,1. Решение: Коэффициент активности нейтральных молекул можно принять равными 1. Коэффициент активности иона аммония при данном значении ионной силы равен 0,81.
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 раствора хлорида аммония будет (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 lg x= 0,0895 (л) =89,5 мл 90мл. V(NH3·H2O) = 90мл V(NH4Cl) = 110мл
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 раствора хлорида аммония будет (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 lg x= 0,0895 (л) =89,5 мл 90мл. V(NH3·H2O) = 90мл V(NH4Cl) = 110мл
©2015 arhivinfo.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.
|