11. Равновесия в водных растворах кислот и оснований. Буферные растворы, механизм действия, применение. Понятие буферной емкости. Вывод формулы для расчета pH аммонийной буферной смеси

Кислотно-основное (или протолитическое) равновесие–это равновесие в котором участвует протон (Н+).

•Протолитическая теория Бренстеда-Лоури:

кислоты–все частицы, способные отщеплять протон

HCN H++ CN-HS-H++ S2-

основания–все частицы, способные присоединять протон

CN-+ H+HCNNН3+ H+NH4+

Сопряженныекислота и основание:

HCN (к) и СN-(осн)

NН3(осн)и NH4+ (к)

Равновесие в растворах сильных и слабых кислот и оснований.

В этих растворах происходит полная диссоциация: HCl+H2O=H3O+Cl

Поскольку равновесие полностью сдвинуто вправо, значит С[HCl] = C[H3O]

Если мы работаем с разбавленным раствором кислоты, то а HCl=C HCl=C H3O=a H3O

pH= -lg a H3O= -lg a H^+ 1) В растворе сильной кислоты pH= -lg Cк

2) В растворе сильного основания KOH=K^++〖OH〗^- pH=14+lg Cосн

3)Слабая кислота: CH3COOH=H^++〖CH3COO〗^- pH=1/2pka-1/2 lgCk

4)слабое основание: NH3*H2O=〖NH4〗^++〖OH〗^- pH=14-1/2pkb + 1/2Cосн

Буферные растворы

Буферные растворы. Такие растворы используют для создания и поддержания необходимого значения рН, не меняющегося при разбавлении раствора и добавлении небольших количеств кислот и оснований. Буферными свойствами не обладают ни чистая вода, ни растворы сильных электролитов (кроме растворов очень высокой концентрации). Буферным называют раствор, который содержит слабую кислоту и ее сопряженное основание, причем их концентрации отличаются не более, чем в 10 раз. К числу важнейших, наиболее часто используемых буферных систем, относятся ацетатная (СН3СООН, СН3СОО-), аммиачная (NH3, NH4+), фосфатная (H2PO4-, HPO42- ) и др. Для приготовления буферных растворов берут хорошо растворимые, доступные реактивы: слабые кислоты и их соли, слабые основания и их соли, смеси солей многопротонных кислот.

Необходимо уметь подбирать состав буферного раствора, обеспечивающего требуемое для проведения аналитической реакции значение рН, а также рассчитывать рН буферных растворов.

Уравнение для рН буферного раствора: рН = рKа + lg

Механизм буферного действия раствора, содержащего слабую кислоту и еѐ соль:

МА + НХ НА + МХn(HA),

n(MA),но nк/nснезначительнои рН ≈ constНА + МОН МА + Н2Оn(HA),

n(MA),но nк/nснезначительнои рН ≈const

рН = pKa ± 1

Объясним механизм буферного действия смеси слабых сопряженных протолитов. Разбавление такого раствора не должно влиять на его рН. Ведь при разбавлении концентрации кислоты и основания уменьшатся в одинаковое число раз, а отношение их концентраций останется постоянным[1]. При добавлении сильных протолитов с ними реагирует один из компонентов буферного раствора, в результате чего взамен сильной кислоты в растворе образуется эквивалентное количество слабой кислоты, вместо сильного основания – слабое основание. В этом случае рН меняется, но это изменение незначительно, буферный раствор смягчает действие добавленного протолита.

Буферная ѐмкость (β) – количество моль-эквивалентов сильной кислоты или сильного основания, добавление которых к одному литру буферного раствора изменяет его рН на единицу: π=dC/dpH

Аммонийный (аммиачный) буферный раствор (аммиачная буферная смесь): NH4OH + NH4Cl pH = 14 – pKb(NH4OH)+- 1 = 14 – 4,75 1 = 9,25 1 9 1 pH = 8: 10