Вычисление pH буферных растворов

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:

1. 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.

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 СН₃С OO ⁻ 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 СН₃С OOH 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.

 

Вычисление pH буферных растворов

---

Дата добавления: 2022-01-22; просмотров: 27; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

---

---

Мы поможем в написании ваших работ!