Лабораторна робота №4

Тема: Приготування 0,1М ацетатного буферного розчину і вивчення впливу різних факторів на зміну рН буферних розчинів

Мета:

• отримання практичних умінь по визначенню рН розчинів методом прямої потенціометрії;

• відпрацювання методики приготування буферних розчинів методом розведення;

• дослідження зміни рН буферних розчинів при розведенні водою і додаванні кислоти;

• обчислити значення рН виготовлених буферних розчинів;

Забезпечення:

Обладнання, реактиви: мірна піпетка на 10 або 100мл, рН-метр «рН-301», комбінований електрод, фільтрувальний папір, хімічні стакани на 50мл; 0,1Н розчини ацетату натрію і оцтової кислоти, дистильована вода.

Завдання лабораторної роботи

1. Приготувати ацетатні буферні суміші зі стандартних розчинів оцтової кислоти і ацетату натрію.

2. Визначити рН буферних сумішей методом прямої потенціометрії.

3. Обчислити значення рН виготовлених буферних сумішей і порівняти теоретичні та експериментальні дані.

Правила техніки безпеки

При підготовці та використанні рН-метру за призначенням, необхідно виконувати чинні «Правила технічної експлуатації установок споживачів», «Правила техніки безпеки при експлуатації електроустановок споживачів» та «Правила безпеки при роботі в хімічній лабораторії».

Теоретичні положення

Принцип методу: ацетатний буферний розчин представляє з себе суміш слабкої кислоти (оцтова кислота) та її солі (ацетату натрію).

Буферними розчинами називаються розчини, величина рН яких практично не змінюється при додаванні до них невеликих кількостей кислоти або лугу, а також при їх розведенні водою.

1. Розчини, що містять слабку кислоту і сіль цієї кислоти з сильною основою (рН=4-7):

• СН₃СООН + СН₃СООNa

• NaНСО₃ + Н₂СО₃

• У водному розчині:

СН₃СООNa → СН₃СОО^- + Na⁺

NaНСО₃ → Na⁺ + НСО₃^- (дисоціація солей)

Часткова дисоціація слабких кислот:

СН₃СООН +Н₂О ↔ СН₃СОО^- + Н₃О⁺

Н₂СО₃ + Н₂О↔НСО₃^- + Н₃О⁺

• При додаванні кислоти (Н₃О⁺): рівновага зміщується ліворуч, відновлюється рН. СН₃СОО^- + Н⁺↔СН₃СООН

• При додаванні кислоти (HCl):

Н₃О⁺ + НСО₃^-→Н₂СО₃ + Н₂О

(надлишкова концентрація Н⁺ нейтралізується взаємодією з НСО₃^-). Надлишок Н₂СО₃ гідролізується у присутності ферменту карбоангідрази:

Н₂СО₃↔ СО₂ + Н₂О (СО₂ вилучається через легені).

При додаванні лугу: Н₃О⁺ + ОН^- → 2Н₂О

Нейтралізація іонами Н₃О⁺ гідроксид-іонів, рівновага в реакції дисоціації кислоти зміщується праворуч, рН = const.

СН₃СООН + NaОН → СН₃СООNa + Н₂О.

При надходженні лужних продуктів – кисла частина буферної системи нейтралізує луг: Н₂СО₃ + ОН^-→НСО₃^- + Н₂О

НСО₃^- ‑ виводиться нирками.

Висновки:

• Аніони, утворені в результаті повної дисоціації солі, повністю пригнічують дисоціацію слабкої кислоти.

• При додаванні сильної кислоти її водневі іони з’єднуються з аніонами слабкої кислоти з утворенням недисоційованих молекул кислоти (рН=const)

• При додаванні лугу: гідроксид-іони взаємодіють з іонами водню (або молекулами к-ти) з утворенням води (рН=const)

рН = рК_а + lg

буферні розчини мають дві головні характеристики – рН і буферну ємність β.

рН буферного розчину певного складу визначається відношенням концентрації кислоти і солі або основи і солі (не залежить від розведення).

При зміні об’єму розчину концентрація кожного компоненту змінюється в однакове число раз і їх співвідношення залишається сталим.

Буферна суміш підтримує сталим значення рН за умови: кількість доданих до розчину кислоти або основи не перевищує граничної величини (буферна ємність).

Здатність буферних розчинів протидіяти зміні рН називається буферна дія.

Межі, в яких проявляється буферна дія, називається буферна ємність (кількість моль еквівалентів сильної кислоти або сильної основи, що треба додати до 1л буферного розчину для зміни рН середовища на одиницю). Чим більшу кількість кислоти або лугу, що спричиняють одну і ту ж саму зміну рН, тим більше значення буферної ємності.

Буферна ємність залежить від:

• природи і концентрації компонентів буферного розчину;

• співвідношення концентрацій компонентів.

Чим більша концентрація компонентів, чим ближче співвідношення концентрацій: кислота – сіль, основа – сіль до одиниці, тим більша буферна ємність.

Буферна ємність залежить від не тільки від відношення концентрацій компонентів буферної системи, але також від їх загальної концентрації:

β = 2,303 с , де а = с = с(В) + с (НВ).

Буферна ємність максимальна при а= 1 і буде тим більше, тим більша сумарна концентрація компонентів буферного розчину при постійному співвідношенні їх концентрацій.

Практично до тих чи інших розчинів можуть додаватися значні кількості кислоти або лугу. Тоді буферну ємність обчислюють за кислотою або лугом.

β_а = с

Для визначення величини рН буферного розчину використовують рН-метри. В основі роботи цих приладів покладений потенціометричний метод.

Потенціометричний аналіз ґрунтується на вимірюванні потенціалів електродів залежно від концентрації іонів, що визначаються, у відповідній окислювально-відновній системі. Потенціометрія об’єднує групу методів визначення різних фізико-хімічних величин і кількісного аналізу розчинів на основі вимірювання ЕРС (електрорушійної сили).

Величина електродного потенціалу залежить від:

• температури;

• природи металу і природи розчинника;

• активності іонів у розчині (молярної концентрації);

Рівняння Нернста встановлює залежність між значенням рівноважного електродного потенціалу та концентрацією реагуючих речовин:

, де

φ⁰ – стандартний електродний потенціал.

Стандартний електродний потенціал визначається як ЕРС елемента, складеного з досліджуваного електрода і нормального водневого електрода за умови, що концентрації (активності компонентів) потенціал визначальної реакції, яка відбувається на визначальному електроді, дорівнюють одиниці.

Потенціали виражаються в шкалах або вибраного електрода, або перераховуються на водневу шкалу, яка відповідає стандартному (нормальному) водневому електроду порівняння [(Pt) H₂ │ 2H⁺ (p = 1атм = 101,325 кПа), Н⁺ (а = 1)].

Чим метал є більш активним, тим більш від’ємний рівноважний потенціал він буде мати.

Для аналітичних потенціометричних визначень в досліджуваний розчин потрібно занурити два електроди:

1. Робочий (індикаторний) електрод – за потенціалом якого визначають концентрацію іонів у розчині.

Індикаторний електрод – електрод вимірювання, потенціал його залежить від концентрації досліджуваних іонів у розчині. Належать: водневий, скляний, хінгідронний, сурм’яний, платиновий електроди. Найчастіше як індикаторний електрод використовують скляний електрод, який добре працює у будь-яких агресивних середовищах, і будь-якому діапазоні рН, не чутливий до окислювально-відновних процесів, індиферентний до ПАР, білків.

Скляний електрод – іонно-селективний електрод мембранного типу. Воднева функція скляного електрода пояснюється особливим хімічним складом скла. Інтервал вимірювання рН = 0,5 – 12.

2. Електрод порівняння (стандартний) електрод – відносно якого вимірюють потенціал індикаторного електрода.

Електрод порівняння (стандартний електрод) – відносно якого вимірюють потенціал індикаторного електрода. Потенціал електрода порівняння залишається сталим при зміні концентрації досліджуваних іонів. Найчастіше використовують хлорсрібний та каломельний електроди.

Пряма потенціометрія ґрунтується на прямому визначенні потенціалу індикаторного електрода і обчисленні концентрації визначуваного іона за рівнянням Нернста. Цей метод широко використовується в рН-метрії.

Вимірювання рН застосовують у технохімічному контролі харчових продуктів, у їх виробництві, де перебіг біохімічних і мікробіологічних процесів залежать від значення рН середовища.