ТОП 10:

Метод материального баланса при расчетах равновесного состава растворов



При растворении в воде соединений - сильных электролитов (какие полностью распадаются на ионы) - за условия ионы, что образуется в растворе не вступают в другие реакции, равновесный состав частично можно описать на основе уравнений материального баланса.

Пример 1. Растворением в воде соли MgCl2 приготовили раствор с концентрацией 0,25 моль/л. Какой равновесный состав раствора?

Решение: При растворении в воде MgCl2 каждая условная молекула порождает 1 ион Mg2+ и два иона Cl-. Значит [Mg2+] = 0,25 моль/л, a [Cl-] = 0,50 моль/л. Поскольку при участии воды в таком-то
растворе проходит только реация дисоцициации

H2O D H++OH- KW = [H+]·[OH] = 10-14, (a)

материальный баланс по протонам (или по гідросид-ионам) имеет вид:

t(H+) = [H+] – [OH] = 0 (b)

из уравнения (а) выражаемый равновесную концентрацию иона гидроксида [OH] = kw/[H+] и подставим в уравнение (b) :

[H+] – kw / [H+] = 0

[H+]2 = kw =10-14 [H+] =10-7 моль/л,

И в результате [OH] = 10-14/10-7=10-7

 

Ответ: [Mg2+] = 0,25; [Cl-] = 0,50 моль/л; [H+] =

= [OH-] =10-7 моль/л.

Если ионы, которые образовались при растворении соли участвуют в других реакциях с образованием новой частицы, каждая такая реакция характеризуется отдельной константой равновесия, а значит формируется независимое уравнение константы равновесия закона действующих масс. В итоге число уравнений равняется числу новых неизвестных равновесных концентраций ионов и молекул. Из указанного в этом абзаце выплывает вывод о том, что объединение уравнений материального баланса и уравнений констант ЗДМ для равновесной системы раствора с известными общими концентрациями классов компонентов обеспечивает расчеты равновесного состава.

Пример 2. растворения в воде соли HCOOH Ag приготовили раствор с концентрацией 0,1 моль / л. Который равновесный состав раствора? (HCOO- - анион муравьиной кислоты, формиат-ион).

Решение: В растворе присутствующие такие частицы:

Ag+, HCOO-, H+, OH-, AgOH, Ag(OH)2-, HCOOH.

Комментарии: Первые две частицы образовались при растворении в воде муравьинокислого серебра. Следующие две - при дисоциации воды. Гидроксокомплексы серебра образовались при взаимодействии с водой ионов Ag+.

1) Ag+ + H2O D AgOH + H+ βОH1KW =102·10-14 = 10-12

Константа ЗДМ для реакции (1) состоит с констант двух реакций (b), (c):

 

H2ODH++OH- KW = 10-14 = (b)

Ag+ + OH- D AgOH βОH1 = 102 = (c)

Ag+ + H2O D AgOH + H+ βОH1KW = 102·10-14.

Аналогично константа ЗДМ (d) для реакции (2) состоит с констант двух реакций (e),(g):

2) Аg+ + 2H2OD Ag(OH)2- +2H+ βОH2KW2 = 104·(10-14)2 =10-24 βОH2KW2 = . (d)

2 H2O D H+ + OH- KW2 = 10-14 (e)
Ag+ + 2OH- D Ag(OH)2- βОH2 = 104 (g)

--------------------------------------------------------

2H2O + Аg+DAg(OH)2- +2H+ βОH2KW2 = 10-24.

Последняя частица - диссоциированных формула муравьиной кислоты, образуется в результате взаимодействия с протонами воды формиат-иона:

HCOO- + Н+ D HCOOН βH1 = 103,745 = . (h)

Обращаем внимание! Чтобы назвать все частицы, образующиеся в растворе, необходимо проконтролировать наличие констант ЗДМ
(см. справочные таблицы констант равновесий) между ионами, которые образовались при растворении соединения в воде, катионов с ионами ОН- анионов с ионами Н+.

Ионы и молекулы, присутствующие в растворе образуют классы частиц - группы ионов и молекул, в состав которых входит один и тот же атом, или одна и та же группа атомов. В нашей задаче образовалось три класса частиц:

 

1) класс ионов серебра: Ag+, AgOH, Ag(OH)2-;

2) класс формиат ионов: HCOO-, HCOOH;

3) класс ионов водорода: H+, OH-, AgOH, Ag(OH)2-, HCOOH.

Для каждого из трех классов записывают уравнения
материального баланса:

t(Ag+) = [Ag+]+[AgOH]+[Ag(OH)2-] = c(HCOOAg) = 0,1 (k)

t(HCOO -) = [HCOO-]+[ HCOOH] = c(HCOOAg) = 0,1 (1)

t(H+) = [H+]+[ HCOOH] – [OH] – [AgOH] –2[Ag(OH)2-] = 0 (m)

Из уравнений (a), (d), (h) выражают соответственно [AgOH], [Ag(OH)2-], [HCOOH] подставляют их в уравнение (k) и (l) и получают соответственно выражения для [Ag+]и [HCOO-]] , (n)

. (o)

После подстановки уравнений (n) и (o) в уравнение ЗДМ (a), (d). (H) выражают [HCOOH], [AgOH], [Ag(OH)2-] и подставляют в уравнение материального баланса по водороду (m), дополнительно заме-нюють [OH] на KW/[H+]. В результате получают уравнение, в котором только одна неизвестная. Это -

[H+]·[H+]+ –2 = 0. (p)

 

Для формирования системы уравнений для расчета равновесного состава раствора методом материального баланса удобно воспользоваться матрицей стехиометрических коэффициентов:

1) Выделяют независимые компоненты многокомпонентной системы - компоненты, которые присутствуют в растворе и не образуются при взаимодействии с другими ионами (молекулами). При взаимодействии с другими частицами в растворе каждый из независимых компонен-тов образует отдельный класс. Для примера 2 - это Ag+, HCOO- и H+.

2) Строят матрицу стехиометрических коэффициентов.

В 2-4 столбиках матрицы указывают стехиометрические коэффициент в реакциях образования продуктов с участием независимых компонентов. 5 столбик - это продукты реакции, среди которых в верхней части указывают и независимые компоненты. Это значит, что среди продуктов будут все ионы и молекулы, присутствующие в растворе. В 6 столбце указывают логарифмы констант равновесия образования каждого из продуктов. Для независимых компонентов константа равновесия тождественна единицы. Равновесная концентрация каждого из продуктов равна произведению константы равновесия и равновесных концентраций независимых компонентов в степенях соответствующих стехиометрических коэффициентов. Например, (см. 7 строчку):

 

[Ag(OH)2-] = 10-24[Ag+][H+]-2.

Матрица стехиометрических коэффициентов

  Стехиометрические коэффициенты при взаимодействии независимых компонентов    
№ п\п Ag+ HCOO- H+ Продукт реакції lgK
Ag+
HCOO-
H+
HCOOH lgβH1 =3,745
-1 OH- lgKw = -14
-1 AgOH lgβOH1+lgKw= -12
-2 Ag(OH)2- lgβOH2+2lgKw= -24

 

Уравнение материального баланса для каждого класса (диф. Уравнения (k, l, m)) равны сумме произведений равновесных кон-центраций продуктов (столбик 5) и стехиометрических коэффициентов соответствующего независимого компонента.

Подстановка в уравнение матервльного баланса по водороду (m) дает уравнение (p).

После возведения в уравнении (p) к общему знаменателю числитель образует уравнение с неизвестным в 5 степени.

Обращаем внимание!

После подстановки значений получаем:

103,745·10-1·10210-14·[H+]5 + (103,745–103,745·10-14·0,1) [H+]4 +
+(1+104·10-28·103,745+2·103,745·104·10-28·0,1) – (10-14·0,1+10-14)) · ·[H+]3 – (104·10-42·103,745 +102 10-28+2·104·10-280,1· [H+]2–104·10-28 = 0.

10-9.45 [H+]5 +103,745 [H+]4+[H+]3+10 -25,824· [H+]2 – 10-24 = 0.

После возведения подобных:

[H+]5 + 1013,195[H+]4 +109,45 [H+]3 +10 -16,374·[H+]2 – 10-14,55 = 0.

После решения уравнения значение равновесной концентрации [H+] подставляют в уравнение (b), (n), (o) - находят [OH], [Ag_+], [HCOO-]. Исходя из последних по уравнениям (a), (c) зна-ходят концентрации [Ag (OH)], [Ag (OH)2-].

Понятно, что решение такого уравнения высокой степени достаточно громоздкое, оно неудобное для создания компьютерных программ решения, требует алгебраических упрощений. Чтобы не иметь дело с громоздкими уравнениями, надо выделить среди химических равновесий в растворе такое равновесие (такую ​​химическую реакцию), для которой значение константы равновесия с участием превосходящих компонентов (часто они являются независимыми) наибольшая. Если такое равновесие удалось найти, то используют уравнение закона действующих масс для этого равновесия и расчитывают равновесные концентрации участников реакции по схеме М. П. Комарова.

Стехиометрия реакции и уровень концентраций реагентов. Если константа ЗДМ достаточно близка к 1, а ее логарифм до 0, вывод, в какую сторону смещен равновесие, не так тривиален. Для реакции (1) размерность концентрационного константы ЗДМ - это (моль/л) a, где a = S aj - сумма стехиометрических коэффициентов при всех реагентах, кроме растворителя, Н2О и реагентов в твердых фазах. Тривиальная оценка справедлива, если a= 0, или концентрация по порядку величины близки к
1 моль /л (тогда размерность Кс существенно не влияет на вывод о направлении реакции). Влияние стехиометрических коэффициентов тем больше, чем больше концентрации по порядку величины отличаются от 1 моль/л. В сомнительных случаях оцениваем величину сдвига реакции, подставляя к ЗДМ оценки концентраций с*j. Рассмотрим диссоциации иона Cr2O72‑,

Cr2O72‑ + H2O D 2 HCrO4, lg K = ‑1,97 [I = 1],

Если (а) с(Cr2O72‑) = 0,005 моль/л; (b) с(Cr2O72‑) = 5×10‑5 моль/л

Хотя константа достаточно мала (К » 0,01), а положительная сумма всех стехиометрических коэффициентов (-1)+2=1, и имела исходная концентрация способствуют смещению равновесия реакции вправо. Оценивая этот эффект, рассчитаем равновесный состав, оснований-ляючы к ЗДМ выражения

j] » с*j = сj + х × aj.

Два варианта:

  Cr2O72‑ + H2O D 2 HCrO4, lg K = ‑1,97
c 0,005 -    
Dc x -   2 x  
[ ] 0,005 ‑ x -   2 x,  

Подставляя формулы из строки [] в ЗДМ, имеем уравнение

(2 x)2 / (0,005 – x) = 10‑1,97, 4 x2 + 10‑1,97x – 0,005×10‑1,97 = 0,

С положителльным корнем x = 2,56×10‑3 моль/л,

[Cr2O72‑] = 0,005 – x = 2,44×10‑3 моль/л,

[HCrO4] = 2 x = 5,12×10‑3 моль/л.

 

Доля выходного Cr2O72‑, что осталась при переходе к равновесию, это

x / 0,005 = 0,512, або 51,2 %.

Аналогичные расчеты для варианта (b) дают

x = 4,91×10‑5 моль/л, [Cr2O72‑] = 5×10‑5x = 9×10‑7 моль/л,

[HCrO4] = 2 x = 9,82×10‑5 моль/л, x / 5×10‑5 = 0,982, або 98,2 %.

Рассмотрим еще, какая реакция отвечает за растворения Ag2S(s) в азотной кислоте, c(HNO3) = 3 моль/л. Кислота HNO3 практически сильна - полностью ионизированной. Итак c(HNO3) = 3 моль/л фактически означает c(H+) = c(NO3) = 3 моль/л.. Сульфид растворяется или через кислотно-основные свойства аниона S2‑, связывается с Н+ или через окисление сульфидной серы до элементной действия окислителя, иона NO3. Рассмотрим эти возможности. Первой отвечает линейная комбинация реакцій

Ag2S(s) D 2 Ag+ + 2 S2‑ lg Ks = ‑50,1
H+ + S2‑ D HS, lg KH1 = 13,9
H+ + HS D H2S, lg KH2 = 7,02
Ag2S(s) + 2 H+ D 2 Ag+ + H2S, ‑29,2.

Для очень малой К нечего надеяться на заметное смещение равновесия вправо.

Второй возможности соответствует линейная комбинация

Ag2S(s) D 2 Ag+ + 2 S2‑, ‑50,1,
S2‑ ‑ 2 е D S(s, ромбічна), 15,7,
NO3 + 4 H+ D NO(g) + 2 H2O, 48,7,
3 Ag2S(s) + 2 NO3 + 8 H+ D 6 Ag+ + 3 S(s) + 2 NO(g) + 4 H2O. ‑5,8.

Эта константа значительно больше, чем предыдущая, и различные стехиометрические коэффициенты призывают к более подробному исследованию. Составим схему Комаря,

3 Ag2S(s) + 2 NO3 + 8 H+ D 3 S(s) + 2 NO(g) + + 4 H2O + 6 Ag+   ‑5,8
c -   -  
Dc - 3 x ‑ 2 x ‑ 8 x   - 6 x  
[ ] - 3 ‑ 2 x 3 – 8 x   - 6 x  

Решая соответствующее уравнение ЗДМ,

(6 x)6 / {(3 – 2 x)2 (3 – 8 x)8} = 10‑5,8,

имеем x = 0,080 моль/л, [NO3] = 3 – 2 x = 2,840 моль/л, [H+] =

= 3 – 8 x = 2,360 моль/л, [Ag+] = 6 x = 0,480 моль/л,

S(Ag2S(s)) = 3 x = 0,24 моль/л, а это не такая уж маленькая величина!

В уравнение ЗДМ не входил р(NO(g)), парциальное давление газа, потому что в исследованной модели процесса мы предполагали, что р(NO(g)) = 1 атм, а избыток газообразного продукта на этой величиной выходит из раствора - раствор является насыщенным относительно продукта NO(g)По справочным данным, растворимость NO(g) в воде равна 33,3×10‑3 моль/л при 0 оС та 1,05×10‑3 моль/л при 60 оС. По уравнению реакции, концентрация продукта NO равна 2 x = = 0,160 моль/л, а это существенно превышает растворимость, и модель подтверждено. В практической работе систему подогревают. Это меняет константы равновесия (направление определяется знаком DH реакций), ускоряет превращение, уменьшает растворимость NO(g) и способствует изъятию его из системы. С нашей оценки следует возможность процесса и в обычных условиях.

Ниже приведены несколько примеров решения задач на расчеты равновесного состава растворов.

 

 

Примеры вычислений равновесных концентраций расстворов по схеме Комаря М. П.

Рассмотрим пример 2, который приведен в разделе «Метод материального баланса»

Решение. При растворении соли HCOOAg в воде - в расстворе будут такие преобладающие компоненты: Ag+, HCOO-, H2O

Запишем все равновесия в растворе и приведем значения констант ЗДМ:

H2O D H++OH- lgKW = -14

Ag+ + H2O D AgOH + H+ lgβОH1KW = -12

Аg++2H2O DAg(OH)2- +2H+ lgβОH2KW2 = -24

HCOO- + H2O D HCOOН +OH- lgβH1KW = -10.255

Среди приведенных реакций для последней - реакции гидролиза формиат-ионов - константа ЗДМ(10-10,255)наибольшая. Рассмотрим последнюю равновесие подробнее.

В первой строчке после уравнения реакции указывают исходные данные, во второй - координату реакции, а в третий - равновесный состав (x - равновесная концентрация продуктов реакции)

HCOO- + H2O D HCOOН +OH-

1) С0 0,1 - -

2) ΔС -x x x

3) [ ] 0,1-x x x

Подставляют равновесные концентрации с 3-й строки в уравнение ЗДМ:

10-10,255 = = .

Решая квадратное уравнение, находят равновесные концентрации [HCOOН] та [OH-].

х2 + 10-10,255х – 10-11,255 = 0.

Если принять условие x<<0,1,

то х2 = 10-11,255 і х = 10-5,647моль/л (Условие оправдывается, значит решение правильное).

Таким образом [HCOOН]= [OH-]=10-5,65 моль/л;

[HCOO-] = 0,1–10-5,65 ≈ 0,1 моль/л;

[Ag+] ≈ С(Ag+) = 0,1 моль/л;

[H+] = KW/[OH-] =10-14/10-5,65 = 10-8,35моль/л, pH = 8,35;

[AgOH] = [Ag+ОH1KW/[H+] = 0,1 10-12 /10-8,35 = 10-4,65 моль/л.

Відповідь: [HCOOН]= [OH-] = 10-5,65 моль/л, pH = 8,35 [HCOO-]= = 0,1 моль/л; [Ag+] = 0,1 моль/л, [H+] =10-8,35 моль/л, pH = 8,35, [AgOH] = 10-4,65 моль.

Рассмотрим еще несколько достаточно простых примеров с использованием концентрированных констант.

Пример 3. Рассчитать рН и равновесный состав раствора уксусной кислоты с концентрацией 0,1 моль / л.

Решение. В растворе будут такие преобладающие компоненты: СН3COOН (уксусная кислота), H2O.

Запишем равновесия в растворе и приведем значение Термодинамических констант ЗДМ:

 

H2O D H++OH- lgKW = -14

СН3COOН D СН3COO- + H+ lgKa = -lgβH1 = -4,76

Понятно, что константа второй равновесия значительно выше. Поэтому подробно рассматриваем равновесие диссоциации уксусной кислоты.

СН3COOН D СН3COO- + H+

1) С0 0,1 - -

2) ΔС -x x x

3) [ ] 0,1-x x x

После подстановки равновесных концентраций с 3-й строки в уравнение ЗДМ:

Ка1 = = = 10-4,76.

Если принять условие x x<<0,1, то х2 = 10-5,76 і
х = 10-2,88 моль/л (условие оправдывается, значит решение правильное).

Таким образом,

[СН3COO-] = [H+] = 10-2,88 моль/л; pH=2,88. [OH-] = KW/[H+] =10-14/10-2,88 = 10-11,12 моль/л, [СН3COOH]=0,1- 10-2,88 = 0,09868 моль/л.

Вычислим значение концентрационных констант.

Ионная сила раствора: I = 1/2([H+]·12 + [СН3COO-]·12) = 10-2,88. Ионы ОН- не вносят значимого вклада в ионную силу.

Коэффициент активности однозарядный иона

= = -0,0173;

lg Kc = lg K − lg ( ) = -4,76 + 1·(-0,0173) + 1·(-0,0173)=-4,79;

= 10-4,79; Якщо x<<0,1 то x2 = 10-5,79, а x = 10-2,9.

 

В результате получаем:

[СН3COO-] = [H+] = 10-2,9 моль/л; pH=2,9. [OH-] = KW/[H+] = 0-14/10-2,9 = 10-11,1 моль/л, [СН3COOH]=0,1– 10-2,9 = 0,09874 моль/л.

Ответ: [СН3COO-] = [H+] = 10-2,9 моль/л; pH = 2,9.

[OH-]=10-11,12 моль/л, [СН3COOH] = 0,09874 моль/л.

 

Примечание. Как видно при сопоставлении, равновесные концентрации, рассчитанные с использованием термодинамического и концен- трацийнои константы, отличаются мало.

Пример 4. Рассчитать рН и равновесный состав розчну ги-дроксиду бария с концентрацией 0,01 моль / л.

Решение: в растворе будут такие преобладающие компоненты: [Ba2+], [OH-], H2O.

Запишем равновесия в растворе и приведем значения констант ЗДМ:

H2O D H++OH- lgKW = -14

Ba2+ + OH- D Ba(OH)+ lgβOH1 = 0,5

Оценим ионную силу раствора и концентрационные константы.

I = 1/2([Ba2+]·22 + [OH-]·12 =1/2(0,01·4 + 0,02·12 ) = 0,03.

Вычислим значение коэффициента активности однозарядный иона

= = 0,0045 – – 0,0738 = -0,0693; g=0,852.

Концентрационный константа первой равновесия:

lg Kwc = lg Kw –lg gH+ – lg gOH- = -14–2·(-0,0693)=-13,86

Концентрационный константа второй равновесия:

; lggBa2+=22·lgg=-0,2772;

.

Рассматриваем подробно последнюю равновесие

Ba2+ + OH- D Ba(OH)+ lgβOH1 = 0,916

1) С0 0,01 0,02 -

2) ΔС -x -x x

3) [ ] 0,01-x 0,02-x x

После подстановки равновесных концентраций в ЗДМ

100,916 = =

2·10-4 − 2·10-2x − 1·10-2x + x2 = 0,1213x

x2 − 0,1513x + 2·10-4 = 0

x1 = 0,1499, x2 = 1,28·10-3

В результате имеем:
x2 = [ Ba(OH)+] = 1,28·10-3 моль/л;

[Ba2+] = 0,01−1.28·10-3 = 8,72·10-3 моль/л;

[OH-] = 0,002−1.28·10-3 = 1,87·10-2 моль/л;

[H+] = KW/ [OH-]= 10-13,86/10-1,728 =10-12,13 моль/л. pH = 2,13.

Ответ: [Ba2+] = 8,72·10-3 моль/л; [OH-] = 1,87·10-2 моль/л;

[H+] = 10-12,13 моль/л. pH =12,13.

Пример 5. Рассчитать равновесный состав и рН насыщенного раствора гидроксида кальция при наличии NaOH с концентрацией 0,1 моль / л.

Решение. В насыщенном растворе подтверждается конс- танта «произведение растворимости» (Ks).

В исходном растворе (c (NaOH) = 0,1) ионная сила I = 0,1 (проверьте самостоятельно).

Коэффициент активности однозарядный иона

= = -0,1051.

Коэффициенты активности ионов-участников равновесия: lggCa2+ = 22·lg g= 4 ·(-0,1051)=-0,4204;

lggOH- = lg g= -0,1051.

Вычислим значение логарифма концентрационного константы

 

= ‑5,19+0,420+0,105=-4,665;

Ca(OH)2↓ D Ca2+ + 2OH- lgKs = -4,665

С0 0,1

ΔС -x x x

[ ] x 0,1+ x

10-5,19=[ .

При условии x<<0,1 имеем: x=[ Ca2+]=10-4,665/0,01=10-2,665 моль/л.

[OH-] = 0,1+10-2,665 = 0,1022 моль/л.

[H+] = KW/ [OH-] = 10-14/10-0,991 = 10-13,009моль/л, pH = 13

[Na+] = 0,1 моль/л.

Ответ:[Ca2+] = 0,0696 моль/л; [OH-] = 0,1022 моль/л; [Na+] = 0,1 моль/л, [H+] = 10-13,009моль/л, pH = 13.

 

Пример 6. Рассчитать рН и равновесный состав раствора гидрокарбоната натрия с концентрацией 0,1 моль / л.

Решение. В растворе кислой соли (преобладающие компоненты - Na+, HCO3-, H2O) имеют место следующие равновесия:

HCO3- D CO32-+H+ lgKa2=-lgβH1 =-10,33;

HCO3- +H2OD H2CO3+OH- lgKw+lgKH2=-14+6,35=-7,65;

2HCO3-D H2CO3 + CO32- lgKH2-lgKH1=6,35–10,33=-3,98;

H2O D H++OH- lgKW=-14.

Рассматриваем подробно равновесие

2HCO3-D H2CO3 + CO32- lgKH2/KH1 = -3,98.

Выполним расчеты концентрационного константы.

Ионная сила раствора: I = ([HCO3-]12 +[Na+]12 )/2 = 0,1.

Вычислим значение коэффициента активности однозарядный иона

= =-0,1051.

Значит lggCO32- =22·lg g=4 ·(-0,1051) = -0,4204;

lggHCO3-= lg g= -0,1051.

Вычислить значение логарифма концентрационного константы

=-3,98+0,420−0,105=-3,665.

продолжаем анализ равновесия

2HCO3-D H2CO3 + CO32- lgKСH2/KH1 = -3,665;

С0 0,1

ΔС -2x x x

[ ] 0,1-2x x x

После подстановки равновесных концентраций в ЗДМ

10-3,665 = = .

10-1,833 = 0,0147= , 0,00147=1,0294 x.

х = [H2CO3 ] = [CO32-] = 1,43·10-3 моль/л.

[HCO3-] = 0,1− 2[CO32-] = 0,0971 моль/л.

[H+] = 10-10,33 =10-8,5 рН=8,5.

[OH-] = KW/[H+] =10-14/10-8,5=10-5,5моль/л.

Ответ: [HCO3-] = 0,0971 моль/л; [H2CO3 ] = [CO32-] = 1,43·10-3 моль/л;

[H+] = 10-8,5; рН = 8,5; [OH-] =10-5,5 моль/л.


 

БУФЕРНЫЕ РАССТВОРЫ

Если к раствору характерное свойство сохранять значение любой равновесной концентрации (активности) при его развел-дневные или добавлении к нему других реактивов, то такой раствор называют буферным относительно этого компонента или показателя, который рассчитывается из равновесную концентрацию (активность) компонента. Известны буферные растворы рН (pH = -lg[H+]), pM (pM = -lg[Mμ+]), pe- (pe = -lg[e-] = f([Ox]/[Red]). Последние из названных поддерживают значение окислительно-восстановительного потенциала который является мерой равновесной концентрации (активности) несвязанных электронов.

Биологические системы проявляют буферные свойства относительно рН и ре-.

Свойство противодействовать изменениям снаружи
называют буферность. Буферность измеряют буферной емкостью. Например, для буферных растворов рН буферную емкость рассчитывают по Мурманск-ням:

w = DC(H+)/DpH = (при (DС"0)) = dC(H+)/dpH. Классическое определение - это концентрация сильной кислоты (или щелочи), добавление которых изменяет рН на ± 1,0. Буферный раствор рН содержит два компонента, что превращаются друг в друга, присоединяя или теряя протон. Для раствора слабой кислоты и ее соли (например, уксусной) исполняется константа диссоциации:

 

CH3COOH D CH3COO- + H+ Ka = .

После логарифмирования имеем:pH = pKa +lg .

Значение водородного показателя такого раствора определяется значением константы диссоциации и соотношением равновесных концентраций кислоты и ее аниона. При введении в раствор слабой кислоты и соли этой же кислоты равновесные концентрации кислоты и аниона отличаются от введенных на незначительную величину. Если менять соотношение концентраций от 1:100 до 100: 1 можно изменять рН раствора рКа - 2 до рКа + 2 Именно в этом диапазоне (рКа ± 2) на практике готовят буферные растворы рН.

Например: следующие значения рКа слабых кислот:

рКа(CH3COOH D CH3COO- + H+) = 4,76;

рКа(NH4+ D NH3+ H+ ) = 9,24;

рКа1(H3PO4 D H2PO4- + H+) = 2,15;

рКа2(H2PO4- D HPO42- + H+) = 7,20;

рКа2(HPO42- D PO43- + H+) = 12,35.

Вычислим диапазоны рН, в которых можно приготовить соответствующие буферные растворы. Уксусно-ацетатные буферные растворы можно приготовить в диапазоне рН = 4,76 ± 2 = 2,76 – 6,76. Аммонийно-аммиак буферные растворы готовят в диапазоне рН = 9,24 ± 2 = 7,24 – 11,246. А фосфатные буферные растворы можно приготовить в диапазонах рН = pKa1 ± 2 = 0,15 – 4,15; рН = pKa2 ± 2 = 5,2 – 9,2; рН = pKa3 ± 2 = 10,35 – 14.

Следует обратить внимание на то, что в сильнокислых (рН≤2) и сильнощелочную (рН≥ 12) средах на практике растворы слабых кислот не используют. При необходимости такие среды создают растворами сильных кислот и сильных оснований (щелочей).







Последнее изменение этой страницы: 2016-08-01; Нарушение авторского права страницы

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 18.206.187.81 (0.04 с.)