Буферные растворы. Равновесия в растворах

Равновесия в растворах

Для описания кислотно-основных равновесий в водных растворах вполне пригодна классическая теория Аррениуса:

Кислотой называют электролит, диссоциирующий в растворах с образованием ионов Н⁺; основанием называют электролит, диссоциирующий в воде с образованием гидроксид-ионов ОН^–. Амфолитом (амфотерным гидроксидом) называют электролит, диссоциирующий в воде с образованием как ионов Н⁺, так и ионов ОН^–.

Протонная теория кислот и оснований (И.Бренстед, Т.Лоури, 1923 [[5]])

Кислотой называют вещество, молекулярные частицы которого (в т.ч. ионы) способны отдавать протон (доноры протонов); молекулярные частицы основания способны присоединять протоны (акцепторы протонов).

NH₄⁺ «NH₃ + H⁺

кислота основание

Протолитическое равновесие в воде:

H₂O «H⁺ + OH^–

К_р = [H⁺][OH^–]

[H₂O]

При постоянной температуре в разбавленных растворах концентрация воды в воде [H₂O] постоянная и равна 55,5 моль/л (1000 г/18г*моль).

К_р[H₂O] = K_w = [H⁺][OH^–] = 10^-14

При строгом термодинамическом рассмотрении (концентрации заменены активностями) принимаем активность растворителя (воды) равной 1 (см. лекция 3, таблица 1) и получаем то же выражение K_w = [H⁺][OH^–] = 10^-14.

Тогда [H⁺] = 10^-7. На практике из-за удобства измерения (см. ниже) и записи используют величину рН = -lg [H⁺]

Для чистой воды при стандартных условиях рН = 7

При рН > 7 раствор щелочной;

при рН < 7 раствор кислый

При нормальных условиях (0⁰ С):

K_w = 1,14*10^-15, тогда [H⁺] = 3,37*10^-7 и рН = -0,53 + 7 = 6,47

рН буферных растворов сохраняется практически постоянным при разбавлении или при добавлении небольших количеств сильной кислоты или сильного основания.

Буферным действием обладают:

1. Система слабая кислота – ее соль с сильным основанием, а также сочетание кислой и средней солей слабых кислот или двух кислых солей. Примеры:

Система Область буферного действия

CH₃COOH/CH₃COONa pH: 3,8 ¸ 5,8

H₂CO₃/NaHCO₃ pH: 5,4 ¸ 7,4

NaHCO₃/Na₂CO₃ pH: 9,3 ¸ 11,3

NaH₂PO₄/Na₂HPO₄ pH: 6,2 ¸ 8,2

2. Система слабое основание – его соль с сильной кислотой:

NH₃*H₂O/NH₄Cl pH: 8,2 ¸ 10,2

3. Ионы и молекулы амфолитов – аминокислотные и белковые системы.

Значение рН, при котором аминокислота существует только в виде внутренней соли I, называется изоэлектрической точкой. При электролизе такого раствора аминокислоты она не перемещается ни к катоду, ни к аноду. В более кислых средах аминокислоты перемещаются в виде катиона II в сторону катода, в менее кислых – в виде аниона III в сторону анода.

II H⁺ I OH^- III

H₃N⁺-CHR-COOH H₃N⁺-CHR-COO^- ® H₂N-CHR-COO^-

Понятие изоэлектрической точки применимо и к продуктам поликонденсации аминокислот – белкам. В изоэлектрическом состоянии аминокислоты и белки не проявляют буферных свойств. Буферное действие возникает при добавлении к ним небольшого количества сильной кислоты или щелочи.

Буферная емкость измеряется количеством кислоты или щелочи (моль или ммоль эквивалентов), добавление которого к 1 л буферного раствора изменяет рН на единицу.

Механизм буферного действия хорошо описан в рекомендованной литературе [[6]], поэтому приведем только готовые формулы для расчета рН:

Для кислотного буфера pH = pK_кисл + lg[соль]/[кислота];

Для осно’вного буфера pH = 14 - pK_осн - lg [соль]/[основание]

pK_кисл и pK_осн – соответственно отрицательные десятичные логарифмы констант диссоциации слабой кислоты и слабого основания.

Дата добавления: 2014-12-16