Strona 1

Chemia ogolna2

2006-06-12 14:22:13

http://www.dami.pl/~chemia/wyzsza/rozdzial_VIII/elektrolity3.htm

POLSKIE WWW

ŚWIATOWE WWW

Układ okresowy

Powłoki

Obliczenia

Definicje

Linki do tematu

Równowagi w wodnych roztworach
elektrolitów

Chemia ogólna

POWRÓT

Mieszaniny buforowe

Tutaj kliknij

Wiadomo

ś

ci ogólne

Mechanizm działania roztworów buforowych
Przykłady oblicze

ń

z roztworami buforowymi

Wiadomości ogólne

S

ą

to roztwory, których warto

ść

pH po dodaniu mocnych kwasów albo zasad, jak i po rozcie

ń

czeniu wod

ą

zmienia si

ę

nieznacznie.

Roztworami buforowymi s

ą

najcz

ęś

ciej wodne roztwory słabych kwasów albo zasad i ich odpowiednich soli o

zbli

ż

onych st

ęż

eniach.

Rol

ę

mieszanin buforowych spełniaj

ą

równie

ż

roztwory wodorosoli np. NaHCO

3

, NaH

2

PO

4

lub Na

2

HPO

4

.

Według teorii Bronsteda i Lowry'egobuforami s

ą

zatem roztwory słabych kwasów i sprz

ęż

onych z nimi zasad (np. CH

3

COOH i

CH

3

COO

-

, HCOOH i HCOO

-

, HCO

3

-

i CO

2

2-

, H

2

PO

4

-

i HPO

4

2-

lub HPO

4

2-

i PO

4

3-

) albo roztwory słabych zasad i sprz

ęż

onych z

nimi kwasów (np. NH

3

i NH

4

+

).

Roztwory buforowe charakteryzuj

ą

sie okre

ś

lonym st

ęż

eniem jonów wodorowych i słu

żą

do utrzymania stałej kwasowo

ś

ci

roztworów oraz do jej kontroli.
Cech

ą

charakterystyczn

ą

roztworów buforowych jest:

praktycznie stałe st

ęż

enie jonów wodorowych podczas rozcie

ń

czania roztworu

niewielka zmiana st

ęż

enia jonów wodorowych po dodaniu do roztworu niewielkich ilo

ś

ci mocnego kwasu lub mocnej

zasady - mniejszych ni

ż

st

ęż

enie składników buforu (kwasowo

ść

roztworu buforowego nie powinna zmieni

ć

si

ę

wi

ę

cej ni

ż

o jednostk

ę

pH).

Roztwory buforowe odgrywaj

ą

wa

ż

n

ą

rol

ę

w procesach biochemicznych organizmów ro

ś

linnych i zwierz

ę

cych, zapewniaj

ą

c

ś

ci

ś

le

okre

ś

lon

ą

kwasowo

ść ś

rodowiska, zmienn

ą

w bardzo w

ą

skim tylko zakresie (soki komórkowe, krew, limfa, itp).

Warto

ść

pH mo

ż

e ulega

ć

w organizmie tylko nieznacznym zmianom. Małe przekroczenie pH w kierunku kwasowo

ś

ci czy

zasadowo

ś

ci, powoduje

ś

mier

ć

. Stan, w którym równowaga kwasowo-zasadowa ma tendencje do przesuniecia sie w stron

ę

warto

ś

ci pH ni

ż

szego od normalnego, nazywa si

ę

kwasic

ą

, a stan w którym istnieje tendencja przeciwn

ą

, okre

ś

la zasadowic

ę

.

Przykłady warto

ś

ci pH dla niektórych płynów ustroju wynosz

ą

:

łzy, pot,

ś

lina - ok. 7

krew - 7,36 - 7,43
mocz 5 - 7
sok

ż

oł

ą

dkowy 0,8 - 0,98

osocze -

ś

rednio 7,4

pokarm kobiety - 6,8

Bufory maj

ą

równie

ż

znaczenie w chemii analitycznej oraz w wielu procesach technologicznych (np. fermentacja, galwaniczne

pokrycia metaliczne, itp.)

Przykładem roztworu buforowego s

ą

roztwory;

bufor octanowy: CH

3

COOH, CH

3

COONa w zakresie pH = 3,5 - 6

bufor amonowy: NH

3

* H

2

O, NH

4

Cl w zakresie pH = 8 - 11

bufor fosforanowy: KH

2

PO

4

, K

2

HPO

4

w zakresie pH = 5,5 - 8

bufor boranowy: H

3

BO

3

, Na

2

B

4

O

7

w zakresie pH = 7 - 9

Pojemność buforowa

Działanie buforuj

ą

ce roztworu buforowego jest ograniczone, a skuteczno

ść

tego działania zale

ż

y od st

ęż

enia substancji

składowych. Miar

ą

zdolno

ś

ci roztworu buforowego do przeciwdziałania wpływom zmieniaj

ą

cym jego pH jest

zdolno

ść

buforowa,

wyra

ż

ona zwykle liczb

ą

moli mocnego kwasu lub zasady, która wprowadzona do 1 dm

3

roztworu buforowego zmienia jego pH o

jedno

ść

.

Strona 2

Chemia ogolna2

2006-06-12 14:22:13

http://www.dami.pl/~chemia/wyzsza/rozdzial_VIII/elektrolity3.htm

Pojemno

ść

buforowa jest wprost proporcjonalna do st

ęż

enia roztworu buforowego. Optymalne działanie buforuj

ą

ce wykazuje

bufor, w którym st

ęż

enie kwasu (zasady) jest w przybli

ż

eniu równe st

ęż

eniu soli. W takich warunkach bufory s

ą

najmniej wra

ż

liwe

na dodatek mocnego kwasu lub zasady.

Mechanizm działania roztworów buforowych

Mechanizm działania roztworów buforowych wyja

ś

nimy na przykładzie buforu octanowego.

Po dodaniu do roztworu kwasu octowego soli tego kwasu, np. octanu sodowego CH

3

COONa, który jako sól jest całkowicie

zdysocjowany na jony CH

3

COO

-

i Na

+

, wzrasta w roztworze st

ęż

enie jonów octanowych. Z zale

ż

no

ś

ci okre

ś

laj

ą

cej stał

ą

dysocjacji kwasu octowego

K

HA

= [H

+

] * [CH

3

COO

-

] / [CH

3

COOH] = const (t=const)

wynika, i

ż

w stałej temperaturze ze wzrostem st

ęż

enia jonów CH

3

COO

-

maleje st

ęż

enie jonów H

+

, poniewa

ż

stała dysocjacji K

HA

nie mo

ż

e ulec zmianie. Mówimy,

ż

e w obecno

ś

ci octanu sodowego dysocjacja kwasu octowego zostaje cofni

ę

ta.

Zatem kwas octowy CH

3

COOH w buforze octanowym wyst

ę

puje praktycznie bior

ą

c w postaci niezdysocjowanych cz

ą

steczek i

spełnia rol

ę

donora protonów, a octan sodowy w postaci jonów Na

+

i CH

3

COO

-

, przy czym jony CH

3

COO

-

jako zasada

anionowa, s

ą

akceptorami protonów.

Donor protonów CH

3

COOH, chroni roztwór przed zmian

ą

pH podczas dodawania do układu zasady. Dodawana do buforu mocna

zasada np. OH

-

, jest zoboj

ę

tniana przez kwas octowy zgodnie z równaniem.

CH

3

COOH + OH

-

<=> CH

3

COO

-

+ H

2

O

W reakcji powstaje bardzo słabo zdysocjowany kwas octowy CH

3

COOH i pH roztworu praktycznie nie zmienia si

ę

. W ten sposób

układ jest buforowany obustronnie, czyli jest chroniony przed zmian

ą

pH zarówno podczas dodawania kwasu jak i zasady.

Po rozwi

ą

zaniu powy

ż

szego równania dla H

3

O

+

otrzymujemy

[H

3

O

+

] = K

HA

* [CH

3

COOH] / [CH

3

COO

-

]

gdzie: K

HA

- stała dysocjacji

Zale

ż

no

ść

ta wskazuje,

ż

e st

ęż

enie jonów hydroniowych H

3

O

+

zale

ż

y od stałej K

HA

i od stosunku st

ęż

enia niezdysocjowanego

kwasu octowego do st

ęż

enia jonów octanowych.

W celu uzyskania wyra

ż

enia opisuj

ą

cego wykładnik st

ęż

enia jonów wodorowych w roztworze buforowym, logarytmujemy

powy

ż

sze równanie i zmieniamy znaki na przeciwne po obu stronach znaku równo

ś

ci

-lg[H

3

O

+

]= -lgK

HA

- lg([CH

3

COOH] / [CH

3

COO

-

])

Poniewa

ż

-lg[H

3

O

+

] = pH oraz -lgK

HA

= pK

HA

, gdzie pK

HA

jest wykładnikiem stałej dysocjacji kwasu octowego. Ostatecznie

otrzymamy równanie na pH:

pH = pK

HA

- lg(C

kw

/ C

soli

)

Równanie nosi nazw

ę

równania Hedersona-Hasselbalcha i słu

ż

y do obliczania pH roztworu składaj

ą

cego si

ę

z roztworu słabego

kwasu i jego soli z mocn

ą

zasad

ą

Dla roztworów buforowych składaj

ą

cych si

ę

z roztworów wodnych słabych zasad i ich soli z mocnymi kwasami równanie

Hedersona-Hasselbalcha ma posta

ć

:

pH = pK

w

- pK

BOH

+ lg(C

zasady

/ C

soli

)

Przykładem takiego roztworu buforowego jest bufor amonowy: NH

3

* H

2

O, NH

4

Cl

Skuteczność buforowania

Z wyra

ż

enia

[H

3

O

+

] = K

HA

* [CH

3

COOH] / [CH

3

COO

-

]

i dla buforu octanowego, wida

ć

,

ż

e skuteczno

ść

buforu zale

ż

y od st

ęż

enia substancji buforowych; dziesi

ę

ciokrotne rozcie

ń

czenie

buforu zmniejsza 10 razy ilo

ść

kwasu lub zasady, jak

ą

mozna doda

ć

do litra buforu bez wywołania zmiany pH wi

ę

kszej ni

ż

żą

dana warto

ść

.

A jak b

ę

dzie zmienia

ć

si

ę

pH roztworu buforowego w zale

ż

no

ś

ci od składu mieszanin buforowych?

Z powyzszego równania wynika,

ż

e je

ż

eli [CH

3

COOH] i [CH

3

COO

-

] s

ą

sobie równe, jak w równomolowej nieszaninie CH

3

COOH i

CH

3

COONa, wtedy warto

ść

st

ęż

enia jonów [H

3

O

+

] równa jest wła

ś

nie K

HA

i st

ą

d pH = 4,7. Mieszanina CH

3

COOH i CH

3

COONa

Strona 3

Chemia ogolna2

2006-06-12 14:22:13

http://www.dami.pl/~chemia/wyzsza/rozdzial_VIII/elektrolity3.htm

w stosunku 1 : 5 ma st

ęż

enie jonów [H

3

O

+

] = 1/5K

HA

i pH = 5,4, natomiast mieszanina w stosunku 5 : 1 ma st

ęż

enie jonów

[H

3

O

+

] = 5K

HA

i pH = 4,0. Dobieraj

ą

c odpowiedni stosunek CH

3

COOH do CH

3

COONa mo

ż

na otrzymywa

ć

dowolne st

ęż

enie

jonów wodorowych w tym zakresie.
Podobnie mo

ż

na post

ę

powa

ć

z innymi roztworami buforowymi.

Przykłady obliczeń z roztworami buforowymi

Przykład 1

Oblicz st

ęż

enie jonów wodorowych i wykładnik st

ęż

enia jonów wodorowych w roztworze buforowym zawieraj

ą

cym 0,1 mola

kwasu octowego i 0,1 mola octanu sodowego w 1 dm

3

roztworu. Wartos

ć

stałej dysocjacji kwasu octowego K

HA

= 1,8*10

-5

. Jak

zmieni si

ę

w tym buforze wykładnik st

ęż

enia jonów wodorowych, je

ż

eli wprowadzi si

ę

do roztworu: a) 0,01 mola HCl i b) 0,01

mola NaOH?

Rozwi

ą

zanie

Wykładnik st

ęż

enia jonów wodorowych obliczamy z równania.

pH = pK

HA

- lg(C

kw

/ C

soli

)

pK

HA

= lgK

HA

= lg(1,8 * 10

-5

) = 4,74

pH = 4,74 - lg(0,1 / 0,1) = 4,74 - 0 = 4,74

Dodanie do roztworu 0,01 mola mocnego kwasu (HCl) sprawi, ze praktycznie prawie wszystkie jony wodorowe tego kwasu
przereaguj

ą

z jonami octanowymi z utworzeniem słabo zdysocjowanego kwasu octowego, przy czym wykładnik jonów

wodorowych ulegnie tylko nieznacznej zmianie;

pH = 4,74 - lg(0,1 + 0,01/ 0,1 - 0,01) = 4,74 - 0,09 = 4,65

Dodanie do roztworu 0,01 mola mocnej zasady (NaOH) spowoduje utworzenie soli w reakcji kwasu octowego z zasad

ą

, czyli

powstanie nowej ilo

ś

ci jonów octanowych, co wywoła tylko nieznaczn

ą

zmian

ę

wykładnika jonów wodorowych

pH = 4,74 - lg(0,1 - 0,01/ 0,1 + 0,01) = 4,74 - 0,09 = 4,83

Przykład 2

Oblicz st

ęż

enie i wykładnik st

ęż

enia jonów wodorowych w roztworze buforowym zawieraj

ą

cym 0,1 mola amoniaku i 0,1 mola

chlorku amonowego w 1 dm

3

roztworu. Warto

ść

stałej dysocjacji amoniaku K

BOH

= 1,8 * 10

-5

. Jak zmieni si

ę

wykładnik jonów

wodorowych w tym buforze, je

ż

eli do roztworu wprowadzi si

ę

; a) 0,01 mola KOH i b) 0,01 mola HCl?

Rozwi

ą

zanie

Podobnie jak dla roztworów buforowych zawieraj

ą

cych słabe kwasy i ich sole,równie

ż

i w tym przypadku punktem wyj

ś

cia jest

równanie stałej dysocjacji amoniaku w wodnym roztworze:

[OH

-

] = K

BOH

* [NH

3

] / [NH

4

+

]

gdzie: K

BOH

- stała dysocjacji

[OH

-

] = K

BOH

* [C

zasady

] / [C

soli

]

Poniewa

ż

z iloczynu jonowego wody wynika,

ż

e st

ęż

enie jonów wodorotlenowych mo

ż

emy obliczy

ć

z równania;

[OH

-

] = K

w

/ [H

3

O

+

]

gdzie K

w

- stała dysocjacji wody

to korzystaj

ą

c z wcze

ś

niejszego równania, zlogarytmowaniu tego równania stronami i zmianie znaków na przeciwne po obu

stronach równo

ś

ci otrzymamy zale

ż

no

ś

ci;

pH = pK

w

- pK

BOH

+ lg(C

zasady

/ C

soli

)

Po podstawieniu warto

ś

ci liczbowych z zadania i uwzgl

ę

dnieniu,

ż

e K

w

= 1,00 * 10

-14

otrzymamy;

pH = 14 - 4,74 + lg(0,1 / 0,1) = 14 - 4,74 - 0 = 9,26

Dodanie do roztworu 0,01 mola KOH spowoduje reakcj

ę

;

NH

4

+

+ OH

-

---> NH

3

+ H

2

O

przy czym wykładnik st

ęż

enia jonów wodorowych ulegnie nieznacznej zmianie:

Strona 4

Chemia ogolna2

2006-06-12 14:22:13

http://www.dami.pl/~chemia/wyzsza/rozdzial_VIII/elektrolity3.htm

pH = 14 - 4,74 + lg(0,1 + 0,01/ 0,1 - 0,01) = 14 - 4,74 + 0,09 = 9,35

Po dodaniu do roztworu buforowego 0,01 mola kwasu solnego nast

ą

pi zoboj

ę

tnienie równowa

ż

nej ilo

ś

ci amoniaku z utworzeniem

soli amonowej. wykładnik st

ęż

enia jonów wodorowych wynosi w tym przypadku;

pH = 14 - 4,74 + lg(0,1 - 0,01/ 0,1 + 0,01) = 14 - 4,74 - 0,09 = 9,17

Przykład 3

Efekt dodawania kwasu solnego do wody i dwóch roztworów buforowych

bufor nr1 to (C

kwasu

/ C

soli

= 0,1 / 0,1)

bufor nr 2 to (C

kwasu

/ C

soli

= 0,2 / 0,2)

St

ęż

enie HCl

mol

pH dla wody pH dla buforu 1 pH dla buforu 2

0

7

4.74

4.74

0.000001

6

4.74

4.74

0.00001

5

4.74

4.74

0.0001

4

4.74

4.74

0.001

3

4.74

4.74

0.01

2

4.66

4.70

0.1

1

2.72

4.27

Dopiero kiedy st

ęż

enie kwasu solnego ma warto

ść

0,01 mola daje si

ę

zauwa

ż

y

ć

zmiany pH. W przypadku buforu 1 te zmiany s

ą

wi

ę

ksze jak dla buroru 2. Spowodowane jest to inn

ą

warto

ś

ci

ą

pojemno

ś

ci buforowej roztworów. Bufor 2 ma wi

ę

ksz

ą

pojemno

ść

buforow

ą

i w zakresie st

ęż

e

ń

0,01 i mniejszych lepiej chroni roztwór przed zmianami pH podczas dodawania kwasu.

Przebieg zmian pH ilustruje poni

ż

szy rysunek.

Zjawisko buforowania roztworów wyst

ę

puje podczas miareczkowania słabych kwasów mocn

ą

zasad

ą

i słabych zasad mocnym

kwasem. Przykładem mo

ż

e by

ć

miareczkowanie kwasu octowego CH

3

COOH mocn

ą

zasad

ą

tj. wodorotlenkiem sodowym

NaOH. W czasie miareczkowania powstaje sól CH

3

COONa, która razem z obecnym w roztworze kwasem octowym CH

3

COOH

jest klasycznym roztworem buforowym.

Wi

ę

cej o miareczkowaniu w kolejnym dziale

Miareczkowanie

POWRÓT

DALEJ

Strona 5

Chemia ogolna2

2006-06-12 14:22:13

http://www.dami.pl/~chemia/wyzsza/rozdzial_VIII/elektrolity3.htm

Liczby kwantowe/ Wi

ą

zania chemiczne/ Stany skupienia/ Energetyka/ Elektrolity/ Koloidy/

Biocz

ą

steczki/

Spis tre

ś

ci serwisu - liceum/ Kontakt z autorem strony/

ă

Copyright - "CHEMIA OGÓLNA - 2002 - 2006"