Вычислим [Н+] и рН ацетатного буферного раствора 0,01 и. по уксусной кислоте и 0,01 н. по ацетату натрия:

[Н+]=АГцслСс°ли, *Mcil=l,8 10*;

^СОЛИ

|н-|>в:,;/,,и'

рН= -lg(l,8 • HTs)=5-lg 1,8= 5 -0,26 =4,74.

При 0,1 н. концентрации этой же кислоты и соли поручим те же результаты:

[Н-]=1'810о_5;1°" = 1,8 10-5; рН 4,74.

Рассмотрим, что происходит с буферным раствором при введении сильных кислот или оснований. Предположим, что в 50 мл ацетатного буферного раствора 0,1 М по СН3СООН и 0,1 М по CH3COONa вводят 1 мл 0,1 н. раствора хлороводородной кислоты. В растворе протекает реакция

CH3COONa + HCl*±CH3COOH+NaCl

Данная реакция идет в сторону образования малодиссоци-ированных молекул СН3СООН. В этом случае объем уксусной кислоты возрастает на 1 мл и будет равняться 51 мл, а концентрация соли уменьшится, так как будет находиться в объеме 49 мл в связи с тем, что эквивалентное количество НС1 соединилось с эквивалентным количеством СН3СООН.

В формулу

[н+]=

подставляем концентрации кислоты и соли, полученные после прибавления сильной кислоты к буферному раствору:

ГН+1=—-1,8-Ю-5 = 1.041 -1,8-10-*; *- 49

рН= —lg(l,041 ■ 1,8 ■ 10-s)=4,72.

При введении сильной кислоты в буферный раствор с рН 4,74 почти не наблюдается изменение рН.

Как же будет изменяться рН, если к 50 мл воды прибавить 1 мл 0,1 М раствора хлороводородной кислоты? Концентрация кислоты станет в 50 раз меньше 0,1 моль/л, т. е. получится 0,002 М раствор. Кислота диссоциирует практически полностью, а поэтому считаем [Н + ] = 0,002 моль/л. Таким образом,

рН = - lg 0,002 = - tg 2 • 10 " 3 = 3 - 0,30=2,70.

Следовательно, рН понижается на 4,30 единицы против рН воды, равного 7. Отсюда видим, как важно применять буферный раствор для сохранения рН исследуемого раствора. Те же рассуждения справедливы и для основного буферного раствора.

Если концентрации кислоты и соли в буферном растворе близки, т. е. отношение концентраций равняется приблизительно единице, то концентрация ионов Н+ численно приближается к константе диссоциации кислоты даже при прибавлении к ней небольших количеств сильных кислот и оснований. Такое же явление отмечается в основных буферных растворах с ОН "-ионами.

Вычисление [Н+] и рН буферных растворов слабых оснований и их солей. Зная константу диссоциации слабого основания, можно вычислить рН буферного раствора.

Диссоциация слабого основания протекает по уравнению

NH4OHf±NH^ +ОН~

_[nh:][qh]

к°- [NH4OH] ' (24)

отсюда

[он ]-*--рйГ (25)

Рассуждаем так же, как и в случае ацетатного буферного раствора. Так как слабое основание почти не диссоциировано, то [NH4OH] = c0. Пренебрегая малым количеством ионов NH4, образующихся при диссоциации основания, можно считать, что [NH+] = cC(ffl„. Тогда

[он-]=х0^.

^соли

Зная, что [ОН-] = 10-14/[Н + ], получаем

Ю-14 св

_0

[Н+] Ссоли

откуда

10_14с

р*Ч= г (26)

pH=-lg[H+] = 14-p/i:o+Tg-^-. (27)

j . ^соли

Пример. Вычислить рН основного 0,1 М буферного раствора по NH4OH н 0,1 М по NH4C1:

Х0=1,8-НГ5; р*„=4,74; Гжт.л Ю14смля' ИГ14-0,1

[Н ]=^^=1^1Ь^ол=°'5610"9моль/л;

рН= I4-ptf0+lg-^_= 14-4,74+Igj^=9,25.

^соли ^

Copyright © 2007-2012 Zomber.Ru

Использование материалов сайта возможно при условии указания активной ссылки
Решить химию