5 Буферные системы. Лекция 5 План

• Название: Лекция 5 План
• Дата: 05.11.2021
• Размер: 0.75 Mb.
• Имя файла: 5 Буферные системы.pptx
• Тип: Лекция; #264112

Буферные системы

Лекция 5

План:

• Буферные системы, состав и классификация
• Механизм их действия буферных систем
• Расчёт рН буферных растворов
• Буферная ёмкость и факторы, влияющие на неё

Буферные системы

• Растворы, обладающие свойством достаточно стойко сохранять постоянное значение активной реакции среды как при добавлении кислоты и щелочей, так при разведении называются буферными системами. С точки зрения протонной теории буферными системами являются сопряженные кислотно-основные пары.
• Способность некоторых растворов сохранять неизменной концентрацию ионов водорода получила название буферного действия.
• Буферные растворы – представляют собой смеси электролитов: слабого основания или слабой кислоты и их соли (сопряженные компоненты). В буферных растворах, согласно теории Бренстеда–Лоури, главными «действующими» компонентами являются донор и акцептор протонов.

Буферное действие - протолитическое равновесие

НА(кислота) ⇄ Н+ + А- (сопр. основание)

В(основания) + Н+ ⇄ НВ+ (сопр. кислота)

• Сопряженные кислотно-основные пары НВ+/В и НА/А- называют буферными системами, которые представляют собой совмещенные равновесия процессов ионизации и гидролиза.
• Таким образом, протолитические буферные системы состоят: из двух компонентов. Один из компонентов связывает Н+ сильной кислоты, другой – ОН- сильной щелочи.

Кислотные – состоят из слабой кислоты и соли этой кислоты, образованной сильным основанием.	Ацетатный буфер: СН3СООН СН3СООNa Гидрокарбонатный Н2СО3 буфер: NaHCO3
Основные – состоят из слабого основания и соли этого основания, образованной сильной кислотой.	Аммиачный буфер: NH4OH NH4Cl
Солевые – состоят из смесей солей слабых многоосновных кислот. Например, гидрофосфат и дигидрофосфатаNa или К.	Фосфатный буфер: NaH2PO4 роль слабой к-ты Na2HPO4

• IV. Ионы и молекулы амфолитов (амфотерные). Аминокислотные и белковые буферные системы. Если аминокислоты или белки находятся в изоэлектрическом состоянии (суммарный заряд молекулы равен нулю), то растворы этих соединений не являются буферными. Они начинают проявлять буферное действие, когда к ним добавляют некоторое количество кислоты или щелочи. Тогда часть белка (аминокислота) переходит из изоэлектрического состояния в форму: а) слабая «белок-кислота» + соль этой слабой кислоты (катионная форма аминокислоты) б) слабое «белок-основание» + соль этого слабого основания (анионная форма аминокислоты).

№	Буферный раствор	Слабый электролит	Соль слабого электролита
1.	Ацетатный	СН3СООН уксусная кислота	СН3СООNa Ацетат натрия
2	Формиатный	НСООН Муравинная кислота	НСООNa Формеат натрия
4.	гидрокарбонатная	Н2СО3	NaНСО3
5.	карбонатный	NaНСО3	Na2СО3 оба соли
6.	фосфатный	NaН2РО4	Na2НРО4
3.	Аммиачный	NН4ОН Гидрооксид аммония	NН4Сl Хлорид аммония

примеры буферных систем

Механизм буферного действия буферных систем

Уксусная кислота слабый электролит: СН3СООН ⇌ СН3СОО– + Н+

Ацетат натрия сильный электролит: СН3СООNa → СН3СОО– + Na+

• Если к этой системе добавить сильную кислоту (Н+)

CH3COONa + HCl → CH3COOH + NaCl

CH3COO- + Н+ → СН3СООH

• При добавлении к буферному раствору щелочи

СН3СООН + NaOH →CH3COONa + Н2О

СН3СООН + ОН- → СН3СОО- + Н2О

Механизм действия гидрокарбонатной буферной системы

Действие гидрокарбонатного буфера при попадании в него сильной кислоты или щелочи можно записать реакциями:

При добавлении к системе сильной кислоты ионы Н+ взаимодействуют с анионами соли, образуя слабодиссоциирующую Н2СО3. Сильная кислота заменяется эквивалентным количеством слабой кислоты, диссоциация которой подавлена.

При добавлении щелочи гидроксил-ионы (ОН-) взаимодействуют с ионами Н+ угольной кислоты. Щелочь заменяется эквивалентным количеством соли, почти не изменяющей величину рН раствора.

HCl + NaHCO3

NaCl + H2CO3

H2O

CO2

NaOH + H2CO3

NaHCO3 + H2O

Механизм действия фосфатной буферной системы

Фосфатный буфер состоит:

NaH2PO4

Na2HPO4

, где роль слабой кислоты

выполняет NaH2PO4

Диссоциацию компонентов буфера можно записать:

NaH2PO4

Na  H2PO4–

Na2HPO4

2Na  HPO42–

При добавлении к этому буферу сильной кислоты образуется дигидрофосфат-ион:

H+ + HPO42–

H2PO4–

Сильная кислота заменяется эквивалентным количеством H2PO4-.

При добавлении щелочи к системе буфером окажется другая соль – дигидрофосфат Na:

НРО42– + Н2О

Избыток гидроксид-ионов связывается в малодиссоциированную воду.

ОH– + Н2PO4–

Механизм действия аммиачного буфера

при добавлении к буферу сильной кислоты происходит реакция нейтрализации и сильная кислота заменяется эквивалентным слабой сопряженной кислоты

NH4OH + НCl → NH4Cl + Н2О

NH4OH + Н+ → NH4+ + Н2О

При добавлении щелочи, она взаимодействует с сопряженной кислотой, в результате чего образуется слабое основание

NH4Cl + NaOH → NH4OH + NaCl

NH4+ + OH- → NH4OH

Расчёт рН буферных растворов

СН3СООН ⇌ СН3СОО– + Н+

• К процессу диссоциации можно применить закон действующих масс и записать выражение для константы диссоциации:

Ка = (1)

• СН3СООН = [кислота] и СН3СОО– = [соль]
• В общем виде для кислотных буферных систем НА/А–:

Ка =  [Н+] = Ка (2)

• Логарифмируя и меняя знаки (2), в итоге получаем уравнение Гендерсона-Гассельбаха для кислотных буферных систем НА/А–:
• По теории Бренстеда-Лоури, анион кислоты является для нее сопряженным основанием. В более общем виде уравнение Гендерсона-Хассельбаха записывается так:

Уравнение буферных систем ( Гендерсона – Гассельбаха )

Н2СО3

Н+ + НСО3-

КН2СО3 =

[ Н2СО3 ]

[ Н+]•[ НСО3- ]

Из уравнения константы диссоциации кислоты концентрацию ионов Н+ можно записать:

[ Н+] =КН2СО3

[ НСО3- ]

[ Н2СО3 ]

Прологорифмировав это уравнение, получим уравнение буферных систем:

рН = рК + lg

[ НСО3- ]

[ Н2СО3 ]

рК = - lg КН2СО3 = 6,1

• Аналогично уравнение Гендерсона-Гассельбаха для основных буферных систем В/ВН+:

или

Уравнение буферных систем ( Гендерсона – Гассельбаха )

рН = рК + lg

CC • VC

CK • VK

величина pH буферных растворов определяется:

• природой кислоты или основания, входящих в состав буферной системы (pKa, pKb)
• соотношением концентраций или количеств компонентов.

Это позволяет готовить буферные растворы с заданным значением pH смешиванием растворов кислоты и соли (основания и соли). pH этих растворов вычисляют по уравнениям

Буферная ёмкость

• Количественной мерой устойчивости буферной системы является буферная емкость.
• Количества вещества сильной кислоты или щелочи (моль), необходимое для смещения рН 1л буферного раствора на одну единицу, называется буферной емкостью (моль/л или моль-экв/л).

где: В - буферная емкость,

С - концентрация кислоты или основания, моль/л;

V* - объем добавленного сильного электролита, л;

∆pH – изменение рН буфера при добавлении кислоты или основания, величина положительная;

Vбуфер- объем буферного раствора, вызванного добавлением сильной кислоты или щелочи.

Факторы влияющие на буферную емкость:

• Концентрацией кислотно-основной пары - чем выше концентрация компонентов буферного раствора и чем меньше эти концентрации различаются между собой, тем выше буферная емкость. Буферное действие практически прекращается, когда один из компонентов израсходуется примерно на 90%.
• Соотношением концентраций компонентов. Буферная емкость максимальна при соотношении компонентов, равном единице (концентрации компонентов равны), т.е. когда рН = рК
• Разбавление раствора не влияет на изменение рН, но сильно влияет на буферную ёмкость.
• Зона буферного действия – интервал значений pH, в пределах которого буферная система сохраняет свои свойства: pH = pKа ± 1.

Например для ацетатного буфера:

Ка СН3СООН = 1,75· 10-5.

рКа = - lg (1,75 · 10-5) = 4,75 значит pH = pKа ± 1 = 4,75 ± 1

• Существую универсальные буферные системы, которые обеспечивают высокую буферную емкость в широких интервалах рН. Они представляю смесь нескольких слабых кислот и их солей (смесь фосфорная, уксусная и борная кислот).
• Практически буферную ёмкость определяют титрованием точно отмеренного объёма буферного раствора сильной кислотой (HCl) или щелочью (KOH, NaOH) в присутствии кислотно–основных индикаторов.

Задача 1:

Рассчитайте рН буферной системы, состоящей из 0,1 моль/л NH4OH и 0,1 моль/л NH4Cl, Кд (NH4OH) = 1,79· 10-5.

Решение: рКВ = - lg (1,79 · 10-5) = 4,75.

рН =

Задача 2:

• Рассчитайте рН ацетатной буферной системы, состоящей из 100мл раствора уксусной кислоты с концентрацией 1моль/л и 200мл раствора ацетата натрия с концентрацией раствора 0,5моль/л, Ка(СН3СООН) = 1,75·10-5.
• Решение: рКа = - lg (1,75 · 10-5) = 4,75.
• рН =

Задача 3:

• Как изменится рН фосфатного буферного раствора, содержащего 100 мл 0,1 М раствора КН2РО4 и 100 мл 0,3 М раствора К2НРО4 при добавлении 10 мл 0,2 М раствора КОН?

Решение. В исходном растворе буферные свойства раствора обусловливаются наличием равновесия в системе, которое характеризуется второй константой диссоциации кислоты (К2 = 6,2.10–8, рК2 = 7,21):

Н2РО4– ⇄ НРО42– + Н+.

Смесь двух  солей представляет буферную систему. Ион  Н2РО4ˉ играет роль кислоты, а ион НРО42– – сопряженного основания.

Продолжение задачи 3

• При добавлении к раствору 10 мл КОН в системе будет протекать реакция:

КН2РО4 + КОН ⇄ К2НРО4 + Н2О            или Н2РО4– + ОН– ⇄ НРО42– + Н2О.

•  Концентрация иона Н2РО4– уменьшится, а концентрация иона НРО42– увеличится. Вычислим значение рН, соответствующее новому равновесию в системе:
• Следовательно, после добавления щелочи в исходный буфер произойдет незначительное изменение рН раствора, равное:

Δ рН = 7,81 – 7,69 = 0,12.

Какая из предложенных систем является буферной?

• а) HCl и NaCl;
• б) H2SO4 и NaHSO4;
• в) H2CO3 и NaHCO3;
• г) HNO3 и NaNO3;
• д) HClO4 и NaClO4.

Для какой из предложенных буферных систем соответствует расчетная формула pH = рК?

• а) 0,1 М р-р NaH2PO4 и 0,1 М р-р Na2HPO4;
• б) 0,2 М р-р H2CO3 и 0,3 М р-р NaHCO3;
• в) 0,4 М р-р NH4OH и 0,3 М р-р NH4Cl;
• г) 0,5 М р-р СН3СООН и 0,8 М р-р CH3COONa;
• д) 0,4 М р-р NaHCO3 и 0,2 М р-р Н2CO3.