На головну

Механізм дії буферних систем

  1. Barebone-системи
  2. C) дається приклад країни, успішно поєднати у своїй правовій системі ознаки романо-германський системи права із загальним правом.
  3. CASE-технологія створення інформаційних систем
  4. CASE-технологія створення інформаційних систем.
  5. Існують два механізми, що приводять до порушення м'язових веретен: 1) розтягнення м'яза і 2) скорочення інтрафузальних волокон (гамма-петля).
  6. D) тріщинуваті - дві системи тріщин з відстанню між тріщинами більше 1,5
  7. DNS - система доменних імен

Сутність буферного дії суміші слабкої кислоти з її сіллю можна розглянути на прикладі ацетатного буферного розчину. При додаванні до нього сильної кислоти (наприклад, HCl) відбувається реакція:

 CH3COONa + HCl = NaCl + CH3COOH  - Молекулярне рівняння
 CH3COO- + Na+ + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + CH3COOH  - Повне іонне рівняння
H+ + CH3COO- = CH3COOH  - Скорочене іонне рівняння

В результаті цього впливу сильна кислота заміщується на еквівалентну кількість погано диссоциированной слабкої кислоти буферної системи, тому концентрація іонів Н+ (Активна кислотність) в розчині не зазнають суттєвих змін.

Поки сольова компонента буферної системи не витрачається в даній реакції, розчин в тій чи іншій мірі буде зберігати своє буферне дію.

При додаванні до буферної суміші сильної основи (наприклад, NaOH) відбувається реакція:

 CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O  - молекулярноеуравненіе
 CH3COOH + Na+ + OH- = CH3COO- + Na+ + H2O  - Повне іонноеуравненіе
 CH3COOН + OH- = CH3COO- + H2O  - Скорочене іонне рівняння

В результаті серйозна причина заміщається на еквівалентну кількість нейтральної солі буферної системи, тому концентрація іонів водню в ній знову зміниться незначно.

Буферне дію розчину при цьому буде спостерігатися, поки повністю не витрачається слабка кислота.

Якщо до буферного розчину по черзі додавати в невеликих кількостях сильну кислоту або луг, то його буферну дію зможе зберігатися більш тривалий час, тому що в результаті протікають реакцій буферна система буде періодично відновлювати свій первинний кількісний і якісний склад.

Для кислотної буферної системи, утвореної двома солями, механізм дії буде аналогічним. Розглянемо його на прикладі фосфатного буфера: NaH2PO4 + Na2HPO4.

Додана до нього сильна кислота провзаимодействует з сольовий компонентою системи і замістити на еквівалентну кількість компоненти, що грає роль слабкої кислоти.

 Na2HPO4 + HCl = NaH2PO4 + NaCl  - Молекулярне рівняння
 2Na+ + HPO42 + H+ + Cl- = 2Na+ + H2PO4- + Cl-  - Повне іонноеуравненіе
 HPO42- + H+ = H2PO4-  - Скорочене іонне рівняння

Внесена луг, навпаки, замість на еквівалентну кількість нейтральної сольовий компоненти буфера:

 NaH2PO4 + NaOH = Na2HPO4 + H2O  - Молекулярне рівняння
 Na+ + H2PO4- + Na+ + OH- = 2Na+ + HPO42 + H2O  - Повне іонноеуравненіе
H2PO4- + OH- = HPO42 + H2O  - Скорочене іонне рівняння

Механізм дії основних буферних систем розглянемо на прикладі аміачного буфера.

Додана до нього сильна кислота провзаимодействует зі слабкою основою і замістити на еквівалентну кількість сольовий компоненти буфера:

 NH3 + HCl = NH4Cl  - Молекулярне рівняння
 NH3 + H+ + Cl- = NH4+ + Cl-  - Повне іонне рівняння
 NH3 + H+ = NH4+  - Скорочене іонне рівняння

Луг вступить в реакцію з сіллю буферної системи і замість неї утворюється еквівалентну кількість слабкої основи:

 NH4Cl + NaOH = NH3 + H2O + NaCl  - Молекулярне рівняння
 NH4+ + Cl- + Na+ + OH- = NH3 + H2O + Na+ + Cl-  - Повне іонноеуравненіе
 NH4+ + OH- = NH3 + H2O  - Скорочене іонне рівняння

Таким чином, розглянуті приклади показують, що буферне дію розчинів незалежно від їх складу обумовлено взаємодією внесених в них іонів Н+ або ОН- з відповідним компонентом буфера. В результаті цього відбувається їх зв'язування в розчині за рахунок утворення слабодіссоціірованного продукту реакції, тобто (Кажучи іншими словами) переклад в потенційну кислотність або основність. Внаслідок цього активна кислотність (основність) самої буферної системи істотно не змінюється і залишається на початковому рівні.

Обчислення рН і рОН буферних систем.
Рівняння Гендерсона-Гассельбаха

Кожна з буферних систем характеризується певною властивою їй концентрацією іонів Н+ (Активної кислотністю), яку система і прагне зберегти на незмінному рівні при додаванні до неї сильної кислоти або лугу.

Встановимо на прикладі ацетатного буфера фактори, що впливають на величину активної кислотності.

У розчині даної буферної системи відбуваються такі реакції електролітичноїдисоціації:

CH3COOH D CH3COO- + H+

CH3COONa > CH3COO- + Na+

(Гідроліз солі, тобто взаємодія ацетат-іонів з Н2О

CH3COO- + HOH D CH3COOH + OH-

враховувати не будемо.)

Таким чином, іони Н+ утворюються тільки за рахунок дисоціації деякого числа молекул оцтової кислоти. Цей процес є оборотним і кількісно характеризується константою кислотності Kа:

де  (або ), и  рівноважні молярні концентрації іонів Н+, СН3СОО- і непродіссоціірованних молекул кислоти.

З даного рівняння можна виразити  (Активну кислотність буферної системи):

Крім оцтової кислоти, в розчині присутній її сіль CH3COONa. Вона є сильним електролітом і повністю розпадається на іони. В результаті цього концентрація аніонів СН3СОО- різко зростає, і відповідно до принципу Ле-Шательє, рівновага реакції дисоціації оцтової кислоти зміщується вліво, тобто в бік утворення її молекул. Причому дисоціація оцтової кислоти в присутності власної солі може бути настільки пригніченою, що рівноважну концентрацію її нераспавшіхся молекул в розчині можна вважати рівною концентрації СН3СООН, а рівноважну концентрацію ацетат-іонів - вихідної концентрації солі. У зв'язку з цим вираз, за ??яким розраховується концентрація іонів Н+, Можна записати інакше:

де Скислоти і Ссолі - Вихідні концентрації компонентів буферної системи.

Прологоріфміруем отримане рівняння (з урахуванням того, що логарифм добутку дорівнює сумі логарифмів співмножників):

і помножимо обидві його частини на -1:

Як було показано нами раніше

 , a

У зв'язку з цим запишемо рівняння для розрахунку концентрації іонів Н+ в остаточному вигляді:

Цей вираз називається інакше рівнянням Гендерсона-Гассельбаха. Його можна використовувати для обчислення рН будь кислотної буферної системи. Наприклад, для фосфатного буфера рівняння Гендерсона-Гассельбаха запишеться наступним чином:

(В даній системі роль слабкої кислоти грає аніон Н2РВ4-, то .

У водних розчинах рН і рОН є сполученими величинами. Їх сума завжди дорівнює 14, тобто .:

рН + рОН = 14

Знаючи концентрацію іонів Н+ або рН, можна обчислити концентрацію гідроксильних іонів або рОН.

Рівняння Гендерсона-Гассельбаха для розрахунку рОН і рН в оснoвних буферних системах виглядають наступним чином:

де pKb = -lg Kb (основи), Зоснови і Ссолі - Вихідні молярні концентрації компонентів даних буферних систем, тобто слабкої основи і його солі з сильною кислотою.

З наведених вище рівнянь випливає, що рН і рОН буферної системи залежить від константи кислотності або основності слабкого електроліту, що входить до її складу, і від співвідношення концентрацій компонентів буфера.

Значення рК для слабкого електроліту є величиною постійною, не залежить від концентрації цього електроліту в розчині і наводиться у відповідних довідниках. Знаючи його, можна за допомогою рівняння Гендерсона-Гассельбаха розрахувати рН буферного розчину, якщо відомий його кількісний склад або, навпаки, визначити склад розчину (вихідні концентрації його компонентів), який буде забезпечувати задане значення рН.

На практиці зазвичай користуються готовими таблицями, в яких зазначено, в якому співвідношенні повинні бути взяті компоненти для отримання буферного розчину з бажаним значенням рН.

Якщо концентрації речовин в буферній системі однакові, тобто Зкислоти = Ссолі або Зоснови = Ссолі, то

рН = Рka (Для кислотної буферної системи)

pOH = pKb (Для оснoвной буферної системи)

Змінюючи концентрацію будь-якого компонента можна змістити значення рН в ту чи іншу сторону для досягнення потрібної величини.

У буферних системах, використовуваних на практиці, концентрації компонентів не відрізняються один від одного більш ніж в 10 разів, тобто їх рН не відхиляється більше ніж на одиницю від величини Рk свого слабкого електроліту. Таким чином, область практичних значень рН буферних систем (область буферірованія) лежить в інтервалі pK ± 1.

Якщо концентрації компонентів буферного розчину відрізняються більш ніж у 10 разів, такий розчин має слабку буферним дією і може утримувати незмінним вміст іонів Н+ тільки при додаванні дуже малих кількостей сильної кислоти або лугу. Це робить незручним його використання в практичних цілях.

При розведенні концентрації обох компонентів буферних розчинів зменшуються в однакове число разів, тому їх співвідношення залишається незмінним. Отже, за рівнянням Гендерсона-Гассельбаха, величина рН буферного розчину при цьому теж не повинна змінюватися. При розведенні в 10-20 разів експериментальні вимірювання рН добре узгоджуються з теоретичними розрахунками. Однак при більшому розведенні спостерігається невелике збільшення рН розчину, яке пов'язане зі зростанням ступеня дисоціації слабкого електроліту і збільшенням константи його дисоціації.

Рівняння Гендерсона-Гассельбаха є наближеним і його не рекомендується використовувати в наступних випадках:

1) якщо кислота або підстава буферної системи не є достатньо слабким електролітом (наприклад, для кислоти pKa <3). Тоді не можна нехтувати їх дисоціацією в присутності власної солі;

2) якщо кислота або підстава буферної системи є, навпаки, занадто слабкими електролітами (наприклад, для кислоти pKa > 11). Тоді не можна нехтувати гідролізом їх солей.





Колігативні властивості електролітів. Ізотонічний коефіцієнт Вант-Гоффа | Електролітична дисоціація | Загальна характеристика електролітів | слабкі електроліти | Ступінь дисоціації слабкого електроліту зменшується, якщо внести в його розчин навіть у невеликій кількості сильний електроліт, що містить в своєму складі однойменні іони. | сильні електроліти | Під активністю іонів на увазі ту їх ефективну (умовну) концентрацію, відповідно до якої вони кількісно виявляють себе в розчині. | Дисоціація води. Водневий показник | Теорія кислот і підстав | Визначення буферних систем і їх класифікація |

© um.co.ua - учбові матеріали та реферати