3.6. Буферні розчини.

Хімічні реакції часто проходять з виділенням чи зв'язуванням гідроґен(1+)-іонів. А для проходження реакції необхідна стала концентрація гідроґен(1+)-іонів або стала величина pH.

Для створення і підтримання сталого рН реакційного середовища використовують буферні розчини, які перешкоджають зміні рН розчину при додаванні до нього сильної кислоти чи сильної основи.

Буферні розчини – це суміш слабкої кислоти і солі цієї кислоти, або суміш розчинів солей багатоосновних кислот різного ступеня заміщення:

1. ацетатна буферна суміш (CH₃COOH(кислота)+CH₃COONa(основа)), pH=4.76

2. аміачна буферна суміш (NH₃·H₂O(основа)+NH₄Cl(кислота)), pH=9.25

3. фосфатна буферна суміш (NaH₂PO₄(кислота)+Na₂HPO₄(основа)), pH=6,6

4. карбонатна буферна суміш (NaHCO₃(кислота)+Na₂CO₃(основа)), рН=6,68

Дія буферної системи ґрунтується на дії спільного йона:

CH₃COOH ↔ СН₃СОО^-+Н⁺ (1)

СН₃СООNa ↔ CH₃COO^-+Na⁺ (2)

При додаванні HNO₃ ↔ H⁺+NO₃^- у буферний розчин Н⁺ від HNO₃ будуть зв’язуватися ацетат-іонами, які в основному утворюються за рівнянням (2)

Н⁺ + СН₃СОО^- ↔ CH₃COOH

І рівновага реакції (1) майже не порушиться.

Якщо додавати NaОН, відбувається процес зв’язування Н⁺, які утворюються за (1) у слабкий електроліт Н⁺ + ОН^- ↔ Н₂О.

Кількість речовини кислоти або основи, яка при додаванні до буферного розчину викликає зміну рН на невелику певну величину, характеризує буферну ємність буферної системи.

Буферна ємність – це кількість речовини сильної кислоти або основи, яку необхідно додати до 1л розчину, щоб змінити рН на одиницю.

Буферна ємність залежить від:

1. Концентрації компонентів у розчині

2. Природи речовини, тобто К_Д кислоти чи основи.

3. Співвідношення концентрацій кислоти і солі чи основи і солі.

Значення рН будь-якої буферної системи обчислюють, виходячи із константи дисоціації (йонізації) кислоти чи основи і молярних концентрацій речовин.

1. рН ацетатної буферної системи:

[CH₃COOH]=C (кислоти) [CH₃COO^-]=C (солі)

;

рН = -lg[H⁺]

Приклад: Знайти рН буферної системи, одержаної змішуванням 0,1 моль СН₃СООН і 0,1 моль CH₃COONa у 1л розчину.

С(СН₃СООН)=С(CH₃COONa)=0,1 моль/л

РН-?

Знаходимо в довіднику К_д(СН₃СООН)=1,74·10^-5

2) pH амiачної буферної системи: Kд(NH₃ H₂O) = ,

тоді [OH^–] = K_д основи .

pOH = –lg[OH^–], pH = 14 – pOH.

Буферні розчини широко використовуються у практиці якісного аналізу, коли необхідно забезпечити стале рН (Ni⁺², Mg²⁺). Більшість процесів в організмі людини проходить при нейтральних рН, а підтримує рН – нейтральна система буферів.

3.7. Сучасні уявлення про природу кислот та основ

Застовсовуючи теорію електролітичної дисоціації С.Арреніуса не завжди можна пояснити поведінку речовин у розчинах. Тому, у 1923 році незалежно один від одного Дж. Бренстед і Т.Лоурі запропонували протолітичну теорію кислот і основ. В основі цієї теорії лежить уявлення про те, що речовина, яка розчиняється, хімічно взаємодіє з розчинником, і ця взаємодія полягає в переході протонів від однієї частинки до іншої.

Віддаючи протон, кислота перетворюється у спряжену з нею основою. Цей процес оборотний: Кислота ↔ основа+протон (Н⁺)

Основа ↔ кислота-протон (Н⁺)

Необхідною умовою протолітичної реакції є перехід протонів від кислоти до будь-якої основи. Основа – це речовина, яка здатна приєднувати протон.

Утворюється спряжена кислотно-основна пара

HCl + H₂O ↔ Cl^- + H₃O⁺

кислота 1 основа 2 основа1 кислота2

За протолітиною теорією кислоти і основи називаються протолітами.

Відповідно цієї теорії кислоти класифікуються на:

1) Нейтральні кислоти: HCl ↔ H⁺+Cl^-;

H₂SQ₄ ↔ H⁺ +HSO₄; HNO₃ ↔ H⁺+NO₃^-.

2. Аніонні кислоти – утворюються на другій чи наступній стадіях дисоціації багатоосновних кислот:

HCO₃^- ↔ H⁺+CO₃^2-; HSO₄^- ↔ H⁺+SO₄^2-

3. Катіонні кислоти зустрічаються рідко (гідротовані катіони водню, або металів) H₃O⁺ ↔ H⁺+H₂O; NH₄⁺ ↔ H⁺+NH₃

Класифікація основ

1. Електронейтральні основи:

NH₃+H₂O ↔ NH₄⁺+OH^- (H₂O; NH₃; C₆H₅NH₂)

2. Аніонні основи:

CN^-+H₂O ↔HCN+OH^-; CH₃COO^- +Н₂О↔ CH₃COOH+OH^-

Амфоліти. Речовини, які одночасно виконують роль кислот і основ називаються амфолітами (вода, аміак). Вода є типовим прикладом амфоліту, молекули якого зазнають автопротолізу, тобто процесу, при якому реагують між собою дві однакові частинки (у цьому випадку дві молекули води), одна з яких як кислота, а інша як основа:

Кислоти H₂O ↔ H⁺+OH^-; NH₃ ↔ H⁺+NH₂^-

Основи H₂O+H⁺ ↔ H₃O⁺ ; NH₃+H⁺ ↔ NH₄⁺

2H₂O ↔ H₃O⁺+OH^-

Отже, кислотою називається речовина, яка містить водень (гідроген) і яка буре участь у кислотно-основній взаємодії в якості донора протона. Основою називається речовина, яка бере участь у кислотно-основній взаємодії в якості акцентора протона.