Буферные растворы

Буферные системы являются растворами смесей слабой кислоты с ее солью или слабого основания с его солью, которые регулируют концентрацию H⁺ - ионов, уменьшая влияния всевозможных факторов, изменяющих pH раствора. Такие системы называют буферными растворами или регуляторами. Примерами могут быть:

CH₃COOH + CH₃COONa, NH₄OH + NH₄CI.

Буферным действием обладают также растворы сильных кислот и оснований, если концентрация их достаточно велика, однако механизм буферного действия совершенно другой. Для того чтобы заметно изменить pH раствора смесей сильных кислот и оснований, необходимо прибавить значительные концентрации кислоты и щелочи, иначе изменения pH раствора не произойдет. Например, если к 1 л 0,1 М раствора HNO₃ прибавить 0,01 моль щелочи, то концентрация H⁺ - ионов понизится до 0,1 – 0,01 = 0,09 моль/л. При этом pH раствора повысится с 1 до 1,05.

Рассмотрим механизм действия буферных растворов. Если к раствору смеси CH₃COOH и CH₃COONa, содержащему по 0,1 молю этих веществ в 1 л, прибавить 0,01 моль HCI, то сильного изменения концентрации H⁺ - ионов в растворе не произойдет. Если прибавить в воду (pH = 7) столько же кислоты, pH раствора изменится от 7 до 2, так как [H⁺] станет равной 10 ^–2 моль/л. В ацетатном растворе H⁺ – ионы кислоты связываются с CH₃COO^- - ионами соли в неионизированные молекулы CH₃COOH, поэтому [H⁺] почти не меняется.

К буферному раствору CH₃COOH + CH₃COO^- Na⁺ прибавляем HCI:

HCI H⁺ + CI^-

В результате реакции образуются NaCI и CH₃COOH. Экспериментальные данные показывают, что pH раствора изменится с 4,72 до 4,67. Такое же явление будет наблюдаться и в случае прибавления к ацетатной смеси щелочи.

Если при растворении в 1 л воды 0,01 моля едкого натра pH раствора повысится с 7 до 12, то в присутствии ацетатной смеси гидроксидные ионы щелочи будут связываться с H⁺ – ионами кислоты и образовывать воду. Опытные данные показывают, что pH в этом случае повысится с 4,74 до 4,84. В случае разбавления ацетатного раствора водой увеличивается диссоциация кислоты, и pH раствора также мало изменяется.

Следовательно, одновременно, присутствие в растворе слабой кислоты и ее соли, или слабого основания и его соли, регулирует в нем концентрацию H⁺ - и OH^- - ионов и уменьшает влияние различных факторов.

Наиболее распространенные буферные растворы, применяемые в качественном анализе:

1. ацетатный буфер, pH ≈ 4,74 1 М CH₃COOH + 1 М CH₃COONa;

2. аммонийный буфер, pH ≈ 9,20 1 М NH₄OH + 1 М NH₄CI;

3. фосфатный буфер, pH ≈ 6,60 1 М NaH₂PO₄ + 1 М Na₂HPO₄;

4. формиатный буфер, pH ≈ 3,80 1 М HCOOH + 1 М HCOONH₄;

5. карбонатный буфер, pH ≈ 9,93 0,05 М NaHCO₃ + 0,05 М Na₂CO₃.

Соли фосфатного буферного раствора диссоциируют по следующим уравнениям:

Na₂HPO₄ 2Na⁺ + HPO₄^2-

NaH₂PO₄ Na⁺ + H₂PO₄^-

При прибавлении к такому раствору H⁺ - или OH^-- - ионов протекают реакции:

HPO₄^2- + H⁺ H₂PO₄^-

H₂PO₄^- + OH^- H₂O + HPO₄^2-

При прибавлении к карбонатному буферу H⁺ - или OH^-- - ионов протекают следующие реакции:

HCO₃^- + OH^- H₂O + CO₃^2-

CO₃^2-- + H⁺ HCO₃^-

Буферная сила – сопротивление буферных растворов, оказываемое действию щелочей и кислот. Если при добавлении одного и того же количества сильной кислоты [H⁺] одного буферного раствора изменяется меньше, чем [H⁺] другого буферного раствора, то первая смесь обладает большой буферной силой. Например имеются два буферных раствора: ацетатный (1 н. раствор CH₃COOH + 1 н. раствор CH₃COONa) и формиатный (0,1 н. раствор HCOOH + 0,02 н. раствор HCOONa). Рассмотрим, как изменится [H⁺] этих буферных растворов при добавлении к ним 0,01 моля сильной кислоты?

При добавлении хлороводородной кислоты произойдут реакции:

CH₃COONa + HCI CH₃COOH + NaCI

HCOONa + HCI HCOOH + NaCI

Концентрации кислот увеличатся на 0,01 моль/л и будут равны:

[CH₃COOH] = 1,01 моль/л

[HCOOH] = 0,11 моль/л

Концентрации солей соответственно уменьшатся:

[CH₃COONa] = 0,99 моль/л

[HCOONa] = 0,01 моль/л

[H⁺] ацетатный буферный раствор будет равен:

Дата добавления: 2013-12-12