Лекция Буферные растворы

ПЕНЗЕНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Кафедра «Химия»

«УТВЕРЖДАЮ»

Заведующий кафедрой «Химия»

Профессор, д.х.н. Ю.Перелыгин

«____»______________ 2012 г.

ТЕКСТ ЛЕКЦИИ №

по дисциплине «Aналитическая химия»

по специальности 200100 «Инженерная защита окружающей среды»

Тема № . Теоретические основы аналитической химии

Занятие № . Буферные растворы

Текст лекции обсужден на заседании ПМК №__ кафедры «Химия» «___»____________ 2013Т г., протокол №_____

г. Пенза

Содержание

Введение

1. Сущность буферного действия.

2. Вычисление pH буферных растворов.

3. Буферная емкость.

4. Биологические буферные системы.

Заключение.

Литература:

Коровин Н.В. Общая химия. Учебник. – М.: Высшая школа, 1998. – с. 116 -149.

Учебно – материальное обеспечение:

1. Мультимедийный проектор.

Цель занятия:

Знать: 1.Классификацию буферных растворов. Механизм действия буферных растворов. Уравнения для буферных систем первого и второго рода. Буферную емкость. Использование буферных систем в анализе.

Уметь: 1. Рассчитать: а) pH буферных растворов, содержащих слабую кислоту и ее соль; б) pH буферных растворов, содержащих слабое основание и его соль; в)буферную емкость раствора.

Иметь представление: о биологических буферных системах.

Организационно-методические указания:

1.Проверить наличие обучаемых и их готовность к занятиям, устранить недостатки.

2.Объявить тему и цель занятия, учебные вопросы, литературу.

3.Обосновать необходимость изучения данной темы на примерах использования буферных растворов в аналитической химии, медицине и технологических процессах.

4.Рассмотреть учебные вопросы с применением кадров презентации

5.По каждому учебному вопросу и в конце занятия подвести итоги.

6.В конце занятия выдать задание на самоподготовку.

Введение

Биологические жидкости характеризуются определенной величиной pH, отклонения от которой могут привести к последствиям, несовместимым с жизнедеятельностью организма. Решающую роль в регулировании pH играют буферные системы. Кислотно-основными буферными системами называют растворы, величина pH которых мало изменяется при добавлении к ним сильных кислот или щелочей, а также при разбавлении.

Необходимо рассмотреть механизм действия буферных систем вообще и, в частности, в живом организме. Кроме того, в медицинской практике часто возникает необходимость в приготовлении буферных растворов, способных поддерживать постоянное значение pH, например, для введения этих растворов в организм, для моделирования в лабораторных условиях биопроцессов, в клиническом анализе и т.д.

1. Сущность буферного действия.

В лабораторной практике часто требуется иметь раствор с определенным значением pH, на величину которого не влияет добавление малых количеств кислоты или щелочи. Однако введение в чистую воду даже сравнительно малых количеств кислоты или щелочи вызывает весьма значительное изменение pH.

Пример 1. Если в одном литре чистой воды растворить 0,001 моль HCl, очевидно, получится 0,001М раствор HCl. Из уравнения диссоциации соляной кислоты [H+] = 0,001 = 10−3 моль/л ⇒ pH = 3.

Таким образом, pH раствора уменьшится при этом с 7 до 3.

Такое же резкое изменение pH раствора будет наблюдаться при замене кислоты щелочью:

Пример 2. К одному литру воды прибавили 0,005М NaOH. Концентрация щелочи c(NaOH) составит 0,005 = 5∙10−3 моль/л. [OH] = 5∙10−3 моль/л. pOH = −lg[OH] = −lg5∙10−3 = 2,3. pH = 14 – pOH = 14 – 2,3 = 11,7.

Аналогичные изменения pH будут происходить при замене дистиллированной воды растворами нейтральных солей: NaCl, KNO3. Резкие изменения pH будут наблюдаться и в случае прибавления небольших количеств кислот или щелочей к сильно разбавленным растворам кислот и щелочей.

Пример 3.К одному литру 10−5 М раствора соляной кислоты (pH = 5) добавили 0,001 моль HCl.

Общая концентрация соляной кислоты в растворе с(HCl) будет определяться суммой двух концентраций: с(HCl) = 10−5+10−3 ≈ 10−3 моль/л ⇒ pH = 3, то есть значение pH уменьшилось на две единицы.

Рассмотренные примеры показывают, что данными приемами нельзя получить растворы с устойчивыми значениями pH.

Совершенно иначе будет изменяться pH при добавлении небольших количеств сильной кислоты или щелочи к смеси слабой кислоты с ее солью.

Пример 4. Прибавим 0,01 моль HCl к одному литру смеси, содержащей уксусную кислоту СН3СООН и ее соль ацетат натрия СН3СOONa в концентрациях, равных 0,01 моль/л. Происходящий процесс можно изобразить схемой:

+ HCl → СН3СООН + Н2О

СН3СOO + Н+ → СН3СООН

Мы видим, что ионы водорода, вводимые с раствором сильной кислоты HCl, связываются с ионами СН3СOO в малодиссоциирующую молекулу СН3СООН. Поэтому концентрация ионов водорода в растворе хотя и изменится, но относительно мало. Соответствующее вычисление (см. ниже) показывает, что pH понизится с 4,76 до 4,67, то есть всего на 0,09 единиц, в то время, как в чистой воде это понижение составит 5 единиц.

Добавим теперь к одному литру данной смеси 0,01 моль какой-нибудь сильной щелочи, например, NaOH. Происходящий процесс можно изобразить уравнениями:

+ NaOH → СН3СООNa + Н2О

СН3СOOH + OН → СН3СОО + H2O

Мы видим, что гидроксид-ионы, вводимые с раствором сильной щелочи NaOH, связываются с ионами СН3СOOH в малодиссоциирующий ион СН3СОО. Концентрация ионов водорода тоже значительно не изменится, так как соотношение концентраций кислоты и ее соли изменится мало. Следовательно, pH раствора также изменится мало (повысится с 4,76 до 4,84).

Предположим, наконец, что рассматриваемый раствор разбавляют, например, в 100 раз. Казалось бы, что вследствие сильного уменьшения концентрации уксусной кислоты концентрация ионов водорода должна тоже сильно уменьшиться. Однако, не будем забывать, что с разбавлением раствора соотношение концентраций кислоты и соли остается практически постоянным. Поэтому значение pH остается практически постоянным.

Итак, присутствие в растворе смеси слабой кислоты с ее соли с ее солью как бы регулирует концентрацию ионов водорода в нем, уменьшая влияние всевозможных факторов, изменяющих pH раствора.

Растворы, pH которых почти не изменяется от прибавления небольших объемов сильных кислот или щелочей, а также от разбавления, называются буферными растворами или буферными системами.

Рассмотренная выше смесь слабой кислоты СН3СООН с ее солью СН3СOONa принадлежит к буферным системам первого рода. К буферным системам второго рода относят смеси слабых оснований с их солями, например, NH4OH + NH4Cl. Растворы кислых солей или их смесей с другими кислотами или средними солями относятся к буферным системам третьего рода (NaH2PO4 + NaH2PO4; NaHCO3 + Na2CO3).

Пример 5.Аммиачная буферная смесь NH4OH + NH4Cl.

+ HCl → NH4Cl + Н2О

NH4OH + Н+ → NH4+ + H2O

+ NaOH → NH4OH + NaCl

NH4+ + OН → NH4OH

Значение pH той или иной буферной системы можно вычислить.

2. Вычисление pH буферных растворов

2.1. Смеси слабых кислот и их солей

Рассмотрим смесь слабой кислоты СН3СOOН с ее солью СН3СOONa.

СН3СOOН ⇄ Н+ + СН3СOO

= ⇒ = .

Но СН3СOOН – кислота слабая и присутствует в растворе, главным образом, в виде неионизированных молекул. Кроме того, ионизация кислоты сильно подавлена в присутствии соли с одноименным ионом. Поэтому концентрацию неионизированной части кислоты можно принять равной общей концентрации ее в растворе, то есть [СН3СOOН] ≈ с(кислоты).

С другой стороны, соль СН3СOONa диссоциирована полностью, а СН3СOOН – очень мало, поэтому почти все имеющиеся в растворе анионы СН3СОО образуютя вследствие диссоциации соли. Поскольку каждая диссоциированная молекула соли дает один СН3СОО-ион, очевидно, [СН3СОО] = с(соли).

Учитывая сказанное , из приведенного выше уравнения получим:

(1).

Логарифмируя уравнение (1) и изменяя знаки на обратные, получим:

−lg = −lglg ⇒ pH = plg .

Учитывая, что – lg = lg , окончательно получим:

(2)

Здесь = −lg – показатель кислоты, значения которого для каждой конкретной кислоты находят по таблицам.

Пример 1. Вычислить pH буферной смеси СН3СOOН + СН3СOONa, содержащей по 0,1 моль каждого из веществ. Показать, как изменяется pH при добавлении к одному литру смеси: 1) 0,01 моль НСl; 2) 0,01 моль NaOH; 3) при разбавлении смеси водой в 100 раз.

Решение. Поскольку для уксусной кислоты = 4,76, имеем:

= 4,76.

Если к одному литру этой смеси прибавить 0,01 моль НСl, то 0,01 моль СН3СOONa превратится в равное число молей СН3СOOН. Следовательно

= 4,67.

Подобным же образом при добавлении к одному литру раствора NaOH в количестве 0,01 моль равное число молей СН3СOOН будет превращено в СН3СOONa и получим:

= 4,84.

Наконец, при разбавлении раствора в 100 раз:

= 4,76.

Итак, вычисления по формуле (2) подтверждают сказанное выше о способности буферных смесей поддерживать практически постоянным значение pH при добавлении к ним небольших количеств кислот или щелочей, а также при разбавлении раствора.

2.2. Смеси слабых оснований и их солей

Рассмотрим аммиачную буферную смесь NH4OH + NH4Cl.

NH4OH ⇄ NH4+ + OН.

.

Аналогично можно показать, что . Но мы знаем, что pH + pОH = 14 ⇒ pH = 14 – pОH ⇒

(3)

Здесь = −lg – показатель основания, значения которого для каждой конкретной основания находят по таблицам.

Пример 2. Вычислить pH буферной смеси NH4OH + NH4Cl, содержащей по 0,1 моль каждого из веществ. Показать, как изменяется pH при добавлении к одному литру смеси: 1) 0,01 моль НСl; 2) 0,01 моль NaOH; 3) при разбавлении смеси водой в 10 раз.

Решение. В соответствии с уравнением (3), с учетом того, что = 4,75, имеем:

= 9,25.

Если к одному литру этой смеси прибавить 0,01 моль НСl, значение с(основания) уменьшается до 0,09 моль/л, а с(соли) возрастает до 0,11 моль/л. Следовательно

= 9,15.

При добавлении 0,01 моль NaOH к одному литру смеси получим:

= 9,33.

Наконец, при разбавлении раствора в 10 раз:

= 9,25.

2.3. Смеси средних и кислых солей или двух кислых солей

(NaH2PO4 + NaH2PO4; NaHCO3 + Na2CO3).

Для этих систем значение pH находят по уравнениям для буферных систем первого или второго рода.

Таким образом, способность буферных смесей поддерживать практически постоянное значение pH основано на том, что отдельные компоненты их связывают ионы Н+ и OН кислот или оснований, вводимый в раствор. Однако, эта способность не является безграничной, предел ее зависит от концентрации компонентов буферной смеси. Количественной мерой устойчивости буферных систем является буферная емкость.

3. Буферная емкость

Рассмотрим аммонийную буферную смесь, содержащую NH4OH и NH4Cl в концентрациях, равных 0,1моль/л. Если к одному литру такой смеси прибавить больше 0,1 моль HCl или NaOH, то в обоих случаях произойдет весьма резкое изменение pH раствора, так как имеющихся в нем количеств NH4OH и NH4Cl не хватит на связывание Н+ или OН. При этом в растворе останется избыток прибавленной сильной кислоты или щелочи, что и вызовет резкое изменение pH.

Многочисленные экспериментальные данные, подтвержденные соответствующими расчетами, позволяют сделать следующие заключения о способности буферных систем поддерживать постоянное значение pH.

1. Всякая буферная смесь практически сохраняет постоянство pH лишь до прибавления некоторого определенного количества кислоты или щелочи, то есть обладает определенной буферной емкостью.

Количественно буферную емкость можно выразить уравнением:

или (5)

где сн – нормальная концентрация сильной кислоты или щелочи (моль/л); V – объем добавленной сильной кислоты или щелочи (л); V(буфера) – объем буферного раствора (л); – абсолютная величина изменения pH раствора.

Если = 1 и = 1л ⇒ В = = n(кислоты) или B = n(щелочи). Таким образом,

буферной емкостью называется количество сильной кислоты или щелочи, которое нужно прибавить к одному литру буферного раствора, чтобы изменить его pH на единицу.

2. Максимальная буферная емкость наблюдается у тех растворов, которые содержат равные концентрации слабой кислоты и ее соли, или слабого основания и его соли. Чтобы действие буфера было достаточно эффективно, концентрация одного из компонентов не должна превышать концентрацию другого компонента больше, чем в десять раз. Так как при равенстве обоих компонентов согласно уравнению (2) , а изменение одной из концентраций в 10 раз вызывает изменение величины pH на единицу, то область эффективного действия буферных смесей лежит в пределах .

3. Буферная емкость зависит не только от соотношения концентраций компонентов буферного раствора, но и от общей концентрации буферной смеси. Буферная емкость раствора тем больше, чем выше концентрация компонентов буферной смеси.

4. По мере добавления к буферному раствору кислоты или щелочи устойчивость раствора к изменению pH постепенно уменьшается.

4. Применение буферных смесей в аналитической практике

Наиболее употребительны следующие буферные смеси:

Название смеси

Состав

pH

Формиатная

Смесь муравьиной кислоты НСООН и формиата натрия НСООNa

3,8

Бензоатная

Смесь бензойной кислоты С6Н5СООН и бензоата натрия С6Н5СООNa

4,2

Ацетатная

Смесь уксусной кислоты СН3СOOН и ацетата натрия СН3СOONa

4,8

Фосфатная

Смесь дигидрофосфата натрия NaH2PO4 и гидрофосфата натрия Na2HPO4

6,6

Аммонийная

Смесь аммиака NH4OH и хлорида аммония NH4Cl

9,2

Приведенные значения pH относятся к случаям, когда концентрации обоих компонентов одинаковы.

Заключение

При проведении многих технологических процессов pH среды поддерживается постоянным с помощью буферных систем. Знание механизма действия буферных систем и умение рассчитывать значения pH для буферных систем разного рода необходимо как при выполнении лабораторных работ по химии, так и при изучении других дисциплин.





Внимание, только СЕГОДНЯ!