8_Roztwory_buforowe.pdf

(102 KB) Pobierz
8
8.
ROZTWORY BUFOROWE
Iwona ś ak, Paweł Niemiec
Roztwory buforowe posiadaj ą zdolno ść buforowania, tzn. przeciwstawiania
si ę znacznym zmianom pH po dodaniu do nich niewielkich ilo ś ci mocnego kwasu
lub mocnej zasady.
Buforami s ą mieszaniny roztworów słabego kwasu i jego soli z mocn ą zasa-
d ą (np. CH 3 COOH i CH 3 COONa) lub słabej zasady i jej soli z mocnym kwasem
(np. NH 3 H 2 O i NH 4 Cl). Według teorii protonowej roztwory buforowe s ą układami
zawieraj ą cymi sprz ęŜ on ą par ę kwas-zasada. Przykładowo, w buforze octanowym
kwasem jest kwas octowy, zasad ą jony octanowe, natomiast w buforze amonowym
zasad ą jest amoniak a kwasem jony amoniowe. W buforze b ę d ą cym mieszanin ą
słabego kwasu i jego soli z mocn ą zasad ą kwas jest słabo zdysocjowany:
HA + H 2 O → H 3 O + + A -
jego stała protolizy wyra Ŝ a si ę wzorem:
[
H
O
+
][
A
-
]
K
=
3
k
[
HA
]
Sól natomiast jest dobrze zdysocjowana, dlatego st ęŜ enie anionu [A - ] równa
si ę całkowitemu st ęŜ eniu soli C s . St ęŜ enie niezdysocjowanego kwasu [HA] równa
si ę praktycznie całkowitemu st ęŜ eniu kwasu C k , u Ŝ ytego do sporz ą dzenia buforu.
St ęŜ enie jonów wodorowych buforu zło Ŝ onego ze słabego kwasu i jego soli wyra Ŝ a
si ę równaniem:
[
H
O
+
]
=
K
×
[
HA
]
=
K
×
C
k
,
3
k
[
A
-
]
k
C
s
po zlogarytmowaniu otrzymuje si ę równanie Hendersona - Hasselbalcha:
pH pK
=
-
lg
C
C
k
=
pK Ig
+
C
C
s
k
k
s
k
106
1581314.024.png 1581314.025.png 1581314.026.png 1581314.027.png 1581314.001.png
Wzór na pH buforu, b ę d ą cego mieszanin ą słabej zasady i jej soli z mocnym
kwasem, mo Ŝ na wyprowadzi ć analogicznie:
B + H 2 O
®
BH + + OH -
Stała dysocjacji słabej zasady B wynosi:
[
BH
+
][
OH
-
]
K
×
[
B
K z
=
[
OH
-
]
=
z
[
B
[
BH
+
]
[
OH
-
]
=
K
w
, co po podstawieniu daje
K
w
=
K
×
[
B
[
H
O
+
]
[
H
O
+
]
z
[
BH
]
+
3
3
st ą d:
K
×
[
BH
+
]
K
×
C
[
H
O
+
]
=
w
=
w
s
3
K
×
[
B
K
×
C
z
z
z
Podobnie jak w poprzednim przypadku, sól jest dobrze zdysocjowana i st ę -
Ŝ enie [BH + ] równa si ę całkowitemu st ęŜ eniu soli C s , natomiast [B] odpowiada st ę -
Ŝ eniu słabej zasady C z , u Ŝ ytej do sporz ą dzenia buforu.
Po zlogarytmowaniu powy Ŝ szego wzoru otrzymuje si ę :
pH
=
pK
-
pK
-
lg
C
s
lub:
w
z
C
z
pH
= -
14
pK
z
-
lg
C
C
s
= -
pK Ig C
C
z
+
z
z
s
Ka Ŝ dy roztwór buforowy charakteryzuje si ę okre ś lonym zakresem pH.
W przypadku buforu octanowego (według Walpoe’a) zakres ten wynosi 3,48–6,04,
a w przypadku buforu amoniakalnego 7,96–10,52. Z podanych wcze ś niej wzorów
wynika, Ŝ e pH roztworu buforowego zale Ŝ y od pK kwasu (lub zasady) oraz od
stosunku st ęŜ e ń soli do kwasu lub zasady. Dowodz ą tego nast ę puj ą ce przykłady:
PRZYKŁAD 1.
Jakie b ę dzie pH roztworu buforowego otrzymanego ze zmieszania 80 ml kwasu
octowego o st ęŜ eniu 0,2 mol/l i 20 ml octanu sodu o st ęŜ eniu 0,2 mol/l.
107
14
1581314.002.png 1581314.003.png 1581314.004.png 1581314.005.png 1581314.006.png 1581314.007.png 1581314.008.png 1581314.009.png 1581314.010.png 1581314.011.png
Rozwi ą zanie:
Nale Ŝ y obliczy ć st ęŜ enie molowe kwasu i soli w roztworze buforowym:
[ 3
COOH
]
=
0
2
mol
/
l
×
80
ml
=
0
16
mol
/
l
80
ml
+
20
ml
[ 3
CH
COONa
]
=
0
2
mol
/
l
×
20
ml
=
0
04
mol
/
l
80
ml
+
20
ml
lub mo Ŝ na obliczy ć liczb ę moli kwasu i soli wprowadzon ą do roztworu:
liczba moli = C mol/l V l
CH 3 COOH = 0,2 mol/l 0,08 l = 0,016 mol
CH 3 COONa = 0,2 mol/l 0,02 l = 0,004 mol
Do obliczania pH roztworu mo Ŝ na wykorzysta ć zarówno st ęŜ enie molowe
składników, jak i liczb ę ich moli, poniewa Ŝ w obu przypadkach stosunek ich st ęŜ e ń
pozostaje ten sam, czyli:
0,16 mol/l/0,04 mol/l = 4, lub
0,016 mol / 0,004 mol = 4
K
=
1
86
×
10
-
5
CH
3
COOH
pK = -lgK = -lg 1,86
×
10 -5 = - [0,27 + (-5)] = - [0,27 – 5] = - (- 4,73) = 4,73
pH pK
=
+
lg
C
C
s
=
4 73
+
lg ( ,
0 04
mol l
/ / ,
0 16
mol l
/ )
=
k
k
=
4 73
-
lg ( ,
0 16
mol l
/ / ,
0 04
mol l
/ ) ,
=
4 73
-
lg
4 4 73 0 6 4 13
=
,
-
,
=
,
Odp . Gdy stosunek soli do kwasu wynosi 1:4, warto ść pH buforu octanowego rów-
na si ę 4,13.
PRZYKŁAD 2.
Jakie b ę dzie pH roztworu buforowego otrzymanego ze zmieszania 50 ml kwasu
octowego o st ęŜ eniu 0,2 mol/l z 50 ml octanu sodu o st ęŜ eniu 0,2 mol/l.
108
CH
,
,
1581314.012.png 1581314.013.png
Rozwi ą zanie:
[ 3
CH
COOH
]
=
0
2
mol
/
l
×
50
ml
=
0
mol/l
50
ml
+
50
ml
[ 3
CH
COONa
]
=
0
2
mol
/
l
×
50
ml
=
0
mol
/
l
50
ml
+
50
ml
K
=
1
86
×
10
-
5
to
pK COOH
=
-
lg
K
=
4
73
CH
3
COOH
CH 3
pH
=
pK
+
lg
C
s
=
4
73
+
lg
1
=
4
73
k
C
k
Odp . Gdy stosunek soli do kwasu wynosi 1:1, warto ść pH równa si ę warto ś ci pK k ,
czyli 4,73.
PRZYKŁAD 3.
Jakie b ę dzie pH roztworu buforowego otrzymanego ze zmieszania 20 ml kwasu
octowego o st ęŜ eniu 0,2 mol/l z 80 ml octanu sodu o st ęŜ eniu 0,2 mol/l.
Rozwi ą zanie:
[ 3
COOH
]
=
0
2
mol
/
l
×
20
ml
=
0
04
mol
/
l
20
ml
+
80
ml
[ 3
COONa
]
=
0
2
mol
/
l
×
80
ml
=
0
16
mol
/
l
80
ml
+
20
ml
pH
=
pK
+
lg
C
s
=
4
73
+
lg(
0
16
/
0
04
)
=
4
73
+
0
=
5
33
k
C
k
Odp. Gdy stosunek soli do kwasu wynosi 4:1, warto ść pH buforu octanowego
równa si ę 5,33.
109
CH
CH
1581314.014.png
⇒ Siła jonowa roztworu ma wpływ na warto ść pH buforu, dlatego aby dokładnie
obliczy ć warto ś ci pH roztworu buforowego nale Ŝ y uwzgl ę dni ć warto ść współ-
czynnika aktywno ś ci f , wówczas pH buforu oblicza si ę ze wzoru:
pH = pK k + lg ( f × C s /C k )
Podstawiamy do tego wzoru dane z przykładu 1, dla których warto ść f wy-
nosi 0,82. Warto ść współczynnika aktywno ś ci oblicza si ę ze wzoru:
z
2
A
Ⱥ
log
f
= 1
-
i
,
+
Ⱥ
gdzie:
f – współczynnik aktywno ś ci; C i – całkowite st ęŜ enie molowe roztworu; z i – ładunek jo-
nu; A = 0,51 dla roztworów wodnych o temperaturze 25 o C,
m
– siła jonowa roztworu.
⇒ Warto ść siły jonowej oblicza si ę , korzystaj ą c ze wzoru:
Ⱥ
=
1
=
n
C
i z
×
2
= 0,5 (0,04 mol/l 1 2 + 0,04 mol/l 1 2 ) = 0,04
i
2
i
1
1
2
×
0
51
0
04
0
102
log
f
=
-
=
-
= 0,82
1
+
0
04
1
2
uwzgl ę dniaj ą c warto ść współczynnika aktywno ś ci, pH tego buforu wynosi:
pH = 4,73 + lg (0,82 · 0,04/0,16) = 4,73 + lg (0,205) = 4,73 – 0,69 = 4,04
Obliczona warto ść pH tego buforu, bez uwzgl ę dnienia współczynnika
aktywno ś ci, wynosiła 4,13. W buforze tym ró Ŝ nica wynikaj ą ca z oblicze ń jest sto-
sunkowo nieznaczna, rz ę du 0,09 jednostki pH. W przypadku buforów bardziej
rozcie ń czonych ró Ŝ nica ta jest jeszcze mniejsza, wówczas warto ść współczynnika
aktywno ś ci w obliczaniu pH roztworu buforowego mo Ŝ na pomin ąć . Bardzo du Ŝ e
ró Ŝ nice dotycz ą buforów opartych na solach kwasów wieloprotonowych, np.
w buforze fosforanowym. W takich przypadkach, obliczaj ą c warto ść pH zawsze
nale Ŝ y uwzgl ę dnia ć współczynniki aktywno ś ci dla obu rodzajów jonów.
Przykłady oblicze ń pH roztworu buforowego, b ę d ą cego mieszanin ą słabej
zasady i jej soli przedstawiono poni Ŝ ej.
110
1581314.015.png 1581314.016.png 1581314.017.png 1581314.018.png 1581314.019.png 1581314.020.png 1581314.021.png 1581314.022.png 1581314.023.png

Plik z chomika:

Inne pliki z tego folderu:

Inne foldery tego chomika:

Zgłoś jeśli naruszono regulamin