Уравнение гендерсона гассельбаха

Вычисление рН и рОН буферных систем. Уравнение Гендерсона-Гассельбаха

Каждая из буферных систем характеризуется определенной присущей ей концентрацией ионов Н + (активной кислотностью), которую система и стремится сохранить на неизменном уровне при добавлении к ней сильной кислоты либо щелочи.

Установим на примере ацетатного буфера факторы, влияющие на величину активной кислотности.

В растворе данной буферной системы происходят следующие реакции электролитической диссоциации:

(Гидролиз соли, т.е. взаимодействие ацетат-ионов с Н2 О

учитывать не будем.)

Таким образом, ионы Н + образуются только за счет диссоциации некоторого числа молекул уксусной кислоты. Этот процесс является обратимым и количественно характеризуется константой кислотности Kа :

где (или ), и равновесные молярные концентрации ионов Н +. СН3 СОО – и непродиссоциированных молекул кислоты.

Из данного уравнения можно выразить (активную кислотность буферной системы):

Кроме уксусной кислоты, в растворе присутствует ее соль CH3 COONa. Она является сильным электролитом и полностью распадается на ионы. В результате этого концентрация анионов СН3 СОО – резко возрастает, и согласно принципу Ле-Шателье, равновесие реакции диссоциации уксусной кислоты смещается влево, т.е. в сторону образования ее молекул. Причем диссоциация уксусной кислоты в присутствии собственной соли может быть настолько подавленной, что равновесную концентрацию ее нераспавшихся молекул в растворе можно считать равной концентрации СН3 СООН, а равновесную концентрацию ацетат-ионов – исходной концентрации соли. В связи с этим выражение, по которому рассчитывается концентрация ионов Н +. можно записать иначе:

где Скислоты и Ссоли – исходные концентрации компонентов буферной системы.

Прологорифмируем полученное уравнение (с учетом того, что логарифм произведения равен сумме логарифмов сомножителей):

и умножим обе его части на –1:

Как было показано нами ранее

В связи с этим запишем уравнение для расчета концентрации ионов Н + в окончательном виде:

Данное выражение называется иначе уравнением Гендерсона-Гассельбаха. Его можно использовать для вычисления рН любой кислотной буферной системы. Например, для фосфатного буфера уравнение Гендерсона-Гассельбаха запишется следующим образом:

(в данной системе роль слабой кислоты играет анион Н2 РО4 –. то .

В водных растворах рН и рОН являются сопряженными величинами. Их сумма всегда равна 14, т.е.:

Зная концентрацию ионов Н + или рН, можно вычислить концентрацию гидроксильных ионов или рОН.

Уравнения Гендерсона-Гассельбаха для расчета рОН и рН в оснóвных буферных системах выглядят следующим образом:

где pKb = –lg Kb(основания). Соснования и Ссоли – исходные молярные концентрации компонентов данных буферных систем, т.е. слабого основания и его соли с сильной кислотой.

5.189.137.82 © studopedia.ru Не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования. Есть нарушение авторского права? Напишите нам.

Уравнение Гендерсона Гассельбаха

СНóПриме­ром кислотного буфера может служить ацетатный буферный раствор, содержащий смесь уксусной кислоты и ацетата натрия (СНзСООН + СНзСООNа). При добавлении к такому раствору кисло­ты она взаимодействует с солью и вытесняет эквивалентное коли­чество слабой кислоты: СНзСООNа + НСl 3 СНзСООNа + НóСООН + NaСl. В растворе вместо сильной кислоты образуется слабая, и по­этому величина рН уменьшается незначительно. Если к этому буферному раствору добавить щелочь, она нейтра­лизуется слабой кислотой, и в растворе образуется эквивалентное количество соли: СНзСООН + NaОН 2 О. В результате рН почти не увеличивается. Для расчета рН в буферном растворе на примере ацетатного буфера рассмотрим процессы, в нем протекающие, и их влияние друг на друга. Ацетат натрия практически полностью диссоциирует на ионы, ацетат-ион подвергается гидролизу, как ион слабой кислоты: СНзСООNа -> Na + + СН3 СОО

СНзСОО — СНзСООН + ОНó+ НОН — СНó. Уксусная кислота, также входящая в буфер, диссоциирует лишь в незначительной степени: СНзСООН 3 СОО+H — Слабая диссоциация СНзСООН еще более подавляется в при-сутствии СНзСООNа, поэтому концентрацию недиссоциированной уксусной кислоты принимаем практически равной ее начальной концентрации:[СНзСООН] = сr. C другой стороны, гидролиз соли также подавлен наличием в растворе кислоты. Поэтому можно считать, что концентрация аце­тат-ионов в буферной смеси практически равна исходной концент­рации соли без учета концентрации ацетат-ионов, образующихся в результате диссоциации кислоты: [СНзСОО] = сс. Это уравнение называют уравнением буферного раствора (уравнением Гендерсона Гассельбаха). Его анализ для буферного раствора, образованного слабой кислотой и ее солью, показывает, что концентрация водородных ионов в буферном растворе опреде­ляется константой диссоциации слабой кислоты и соотношением концентраций кислоты и соли.

Механизм буферного действия можно понять на примере ацетатной буферной системы СН3СОО-/СН3СООН, в основе действия которой лежит кислотно-основное равновесие:

СН3СООН Û СН3СОО- + Н+; (рКа = 4, 8)

Главный источник ацетат-ионов – сильный электролит СН3СООNa:

СН3СООNa ® СН3СОО- + Na+

При добавлении сильной кислоты сопряженное основание СН3СОО- связывает добавочные ионы Н+, превращаясь в слабую уксусную кислоту:

СН3СОО- + Н+ Û СН3СООН

(кислотно-основное равновесие смещается влево, по Ле Шателье)

Уменьшение концентрации анионов СН3СОО- точно уравновешивается повышение концентрации молекул СН3СООН. В результате происходит небольшое изменение в соотношении концентраций слабой кислоты и ее соли, а следовательно, и незначительно изменяется рН.

При добавлении щелочи протоны уксусной кислоты (резервная кислотность) высвобождаются и нейтрализуются добавочные ионы ОН-, связывая их в молекулы воды:

СН3СООН + ОН- Û СН3СОО- + Н2О

(кислотно-основное равновесие смещается вправо, по Ле Шателье)

В этом случае также происходит небольшое изменение в соотношении концентраций слабой кислоты и ее соли, а следовательно, и незначительное изменение рН. Уменьшение концентрации слабой кислоты СН3СООН точно уравновешивается повышение концентрации анионов СН3СОО-.

Аналогичен механизм действия и других буферных систем. Например, для белкового буферного раствора. образованного кислой и солевой формами белка, при добавлении сильной кислоты ионы Н+ связываются солевой формой белка:

R – СН + Н+ ® R – СН

Количество слабой кислоты при это незначительно увеличивается, а солевой формы белка – эквивалентно уменьшается. Поэтому рН остается практически постоянным.

При добавлении щелочи к этому буферному раствору ионы Н+, связанные в «белке – кислоте», высвобождаются и нейтрализуют добавленные ионы ОН-:

R – СН + ОН- ® R – СН + Н2О

Количество солевой формы белка при этом незначительно увеличивается, а «белка – кислоты» – эквивалентно уменьшается. И поэтому рН практически не изменится.

Таким образом, рассмотренные системы показывают, что буферное действие раствора обусловленосмещением кислотно-основного равновесия за счет связывания добавляемых в раствор ионов Н+ и ОН- в результате реакции этих ионов и компонентов буферной системы с образованием малодиссоциированных продуктов .

Буферные системы крови

Кровь выполняет буферную функцию в организме, т. е. смягчает агрессивное действие избытка кислых или щелочных продуктов. Эта способность крови зависит от особого физико-химического состава буферных систем, нейтрализующих кислые или щелочные продукты, накапливающиеся в организме. Обычный буферный раствор – это смесь слабой кислоты с ее солью, образованной сильными основаниями. В крови такую буферную систему представляет смесь угольной кислоты с бикарбонатами щелочных металлов – калия и натрия. Кровь имеет слабощелочную реакцию (рН крови колеблется от 7,3 до 7,4). В поддержании буферных свойств крови ведущая роль принадлежит буферной активности гемоглобина и эритроцитов, белкам крови, а также фосфатному буферу.

^ Гемоглобиновый буфер состоит из восстановленного гемоглобина (ННЬ) и его калиевой соли (КНЬО2 ). В капиллярах тканей оксигемоглобин отдает кислород, превращаясь в слабодиссоциирующую кислоту, связывающую избыток СО2. поступающего в эритроциту. В капиллярах легких кровь обогащается кислородом. Гемоглобин превращается в оксигемоглобин – кислоту более сильную, чем угольная. Оксигемоглобин вытесняет ионы К + из бикарбонатов, образуя КНЬО2. Образующаяся при этом угольная кислота распадается на углекислый газ и воду. Углекислый газ переходит в полость легочных альвеол и удаляется с выдыхаемым воздухом. Нарушенное ионное равновесие между эритроцитом и плазмой восстанавливается переходом анионов НСО3 из плазмы в эритроцит. Освобождающиеся при этом ионы Na+ связываются диффундирующими из эритроцита в плазму ионами С1

^ Буферные свойства белков основаны на их амфотерности. В кислотной среде – как слабые щелочи, в щелочной — реагируют как слабые кислоты.

Фосфатный буфер крови состоит из смеси гидрофосфата (Na2 HPO4 ) и дигидрофосфата (NaH2 PO4 ). Дигидрофосфат слабо диссоциирует и проявляет кислые свойства. Гидрофосфат обладает выраженными щелочными свойствами. При накоплении в крови избытка кислот гидрофосфат натрия образует с ними соответствующие соли и дигидрофосфат натрия:

При напряженной мышечной работе буферные системы оказываются не в состоянии нейтрализовать накапливающиеся в крови продукты неполного обмена (в частности, молочную кислоту). Реакция крови сдвигается в кислую сторону. Это явление называется метаболическим ацидозом. Последствия ацидоза ликвидируются в восстановительном периоде.

Уравнения Гендерсона – Гассельбаха

для буферных систем 1-го типа ( слабая кислота и её анион):

pH = pKa + lg([акцептор протона]/[донор протона])

для буферных систем 2-го типа ( слабое основание и его катион):

pH = pKa + lg([акцептор протона]/[ донор протона]) = pKa + lg([основание]/[соль])

Поясним на ацетатном буфере (система 1 типа: слабая кислота и ее анион).

Уравнение гендерсона гассельбаха в растворе существует равновесие:

Уравнение гендерсона гассельбаха

Высокая концентрация ацетат ионов обусловлена полной диссоциацией сильного электролита – ацетата натрия. Если к раствору добавить сильную кислоту (соляную), ацетат ионы будут связывать ионы водорода, образуя слабую (уксусную) кислоту. Если же к раствору добавить сильное основание (гидроксид натрия), молекулы уксусной кислоты будут реагировать с гидроксид ионами с образованием воды и ацетат иона. В обоих случаях низкая концентрация протонов водорода будет оставаться практически постоянной.

Теперь охарактеризуем количественно способность буферной системы поддерживать постоянное значение рН.

Пусть Суксусной кислоты = Сацетата натрия = 0,1 мол/дм 3. Киониз. Уксуснй кислоты:

Уравнение гендерсона гассельбаха

Уравнение гендерсона гассельбаха =0,1 моль/дм 3 (так как эти ионы получаются в основном за счет соли), тогда: Уравнение гендерсона гассельбаха

К данному буферу добавим 0,05 моль/дм 3 Н +. За счет имеющегося резерва в растворе ацетат ионов большая часть введенных протонов водорода будет нейтрализована: Н + + СН3 СОО — = СН3 СООН

Если не учитывать разбавления раствора, концентрация уксусной кислоты станет равной 0,15 моль/дм 3. а концентрация ацетат ионов – 0,05 моль/дм 3. Подставляем значения в выражение константы диссоциации: Уравнение гендерсона гассельбаха

Таким образом, в результате добавления соляной кислоты изменение рН буферного раствора составило 0,47. При добавлении такого же количества кислоты к воде величина ее рН изменилась от 7 до 1,3.

Аналогичным образом добавление к буферу небольшого количества гидроксида натрия вызовет лишь незначительное изменение рН по сравнению с тем, что имело бы место для чистой воды.

Следует отметить, что если в буфер добавить сильную кислоту в количестве, превышающем имеющийся в растворе количество ацетат ионов, буферное действие раствора прекратится. Буферы способны противодействовать изменению рН до определенных пределов. Количественной оценкой эффективного действия буфера является буферная емкость.

Буферная емкость (В) – количество эквивалента сильной кислоты (щелочи), которое необходимо добавить к 1 дм 3 буферного раствора, чтобы величина его рН изменилась на единицу.

Буферная емкость зависит от соотношения компонентов смеси, от концентрации их в растворе. С увеличением концентрации увеличивается резерв, с помощью которого удерживается постоянство значения рН. Наибольшая величина буферной емкости достигается при равенстве концентраций обоих компонентов буфера.

Буферные растворы играют жизненно важную роль, поддерживая приблизительно постоянное значение рН во многих процессах, которые протекают в биологических и других системах.

Гидролиз лежит в основе многих процессов в химической промышленности. В больших масштабах осуществляется гидролиз древесины. Гидролизная промышленность вырабатывает из непищевого сырья (древесины, соломы, хлопковой шелухи, подсолнечной лузги, кукурузной кочерыжки) ряд ценных продуктов: этанол, белковые дрожжи, глюкозу, фурфурол, метанол, лигнин и др.

В живых организмах протекает гидролиз полисахаридов, белков и других органических соединений.

Гидролиз (греч. hydo r – вода, lysis — разрушение) — реакции обменного разложения вещества водой с образованием слабого электролита и с изменением рН. Зависит от концентрации вещества и температуры.

В присутствии ионов сильного электролита гидролиз протекает обратимо. Различат три случая обратимого гидролиза:

Гидролиз – результат поляризационного взаимодействия иона с гидратной оболочкой. Результатом гидролиза является поляризация связи, сопровождающаяся ее разрывом. Чем больше поляризационное действие иона, тем полнее протекает гидролиз.

Гидролиз определяется поляризующим действием иона Рi, зависящим от его заряда и радиуса: Рi, = Уравнение гендерсона гассельбаха .

Механизм гидролиза по катиону .

1. Катионы d-, p- элементов.

Имеют вакантные внутренние орбитали, поэтому обладают высокой поляризационной способностью.

Уравнение гендерсона гассельбаха

Чем меньше размеры катиона и больше его заряд, тем сильнее его акцепторная способность, т.е. прочнее связь ОН-Кat, тем сильнее поляризуется связь ОН в координационной молекуле воды, тем слабее удерживается ион водорода. Потенциально возникает свободная орбиталь, связь ОН поляризуется, ослабевает и разрывается, при этом водородная связь между вторичной гидратной оболочкой и ионом водорода превращается в ковалентную по донорно-акцепторному механизму.

рН<7 (кислая), накапливаются ионы Н +

Данный механизм справедлив для катионов: меди, железа, хрома алюминия и др. – катионы слабых оснований. Обладают сильно выраженным поляризующим действием.

2. Катионы s – элементов

Катионы щелочных и щелочноземельных металлов: лития, калия, натрия, кальция, стронция, бария — не имеют вакантных орбиталей, поэтому обладают слабым поляризующим действием. Связь ОН не поляризуется в координационных молекулах воды, гидролиз не протекает .

infopedia.su не принадлежат авторские права, размещенных материалов. Все права принадлежать их авторам. В случае нарушения авторского права напишите сюда.

Вычисление рН и рОн буферных систем. Уравнение Гендерсона-Гассельбаха

Каждая из буферных систем характеризуется определенной присущей ей концентрацией ионов Н+(активной кислотностью), которую система и стремится сохранить на неизменном уровне при добавлении к ней сильной кислоты либо щелочи.

Установим на примере ацетатного буфера факторы, влияющие на величину активной кислотности.

В растворе данной буферной системы происходят следующие реакции электролитической диссоциации:

(Гидролиз соли, т.е. взаимодействие ацетат-ионов с Н2О

учитывать не будем.)

Таким образом, ионы Н + образуются только за счет диссоциации некоторого числа молекул уксусной кислоты. Этот процесс является обратимым и количественно характеризуется константой кислотностиKа :

Уравнение гендерсона гассельбаха

где Уравнение гендерсона гассельбаха(или Уравнение гендерсона гассельбаха), Уравнение гендерсона гассельбахаи Уравнение гендерсона гассельбахаравновесные молярные концентрации ионов Н+, СН3СООи непродиссоциированных молекул кислоты.

Из данного уравнения можно выразить Уравнение гендерсона гассельбахаили активную кислотность буферной системы:

Уравнение гендерсона гассельбаха

Кроме уксусной кислоты в растворе присутствует ее соль CH3 COONa. Она является сильным электролитом и полностью распадается на ионы. В результате этого концентрация анионов СН3 СОО – резко возрастает и согласно принципа Ле-Шателье равновесие реакции диссоциации уксусной кислоты смещается влево, т.е. в сторону образования ее молекул. Причем диссоциация уксусной кислоты в присутствии собственной соли может быть настолько подавленной, что равновесную концентрацию ее нераспавшихся молекул в растворе можно считать равной концентрации СН3 СООН, а равновесную концентрацию ацетат-ионов – исходной концентрации соли. В связи с этим выражение, по которому рассчитывается концентрация ионов Н +. можно записать иначе:

Уравнение гендерсона гассельбаха

где Скислотыи Ссоли– исходные концентрации компонентов буферной системы.

Прологорифмируем полученное уравнение (с учетом того, что логарифм произведения равен сумме логарифмов сомножителей):

Уравнение гендерсона гассельбаха

и умножим обе его части на –1:

Уравнение гендерсона гассельбаха

Как было показано нами ранее

В связи с этим запишем уравнение для расчета концентрации ионов Н + в окончательном виде:

Уравнение гендерсона гассельбаха

Данное выражение называется иначе уравнением Гендерсона-Гассельбаха. Его можно использовать для вычисления рН любой кислотной буферной системы. Например, для фосфатного буфера уравнение Гендерсона-Гассельбаха запишется следующим образом:

Уравнение гендерсона гассельбаха

(в данной системе роль слабой кислоты играет анион Н2 РО4 –. то Уравнение гендерсона гассельбаха.

В водных растворах рН и рОН являются сопряженными величинами. Их сумма всегда равна 14, т.е.:

РН + рОн = 14

Зная концентрацию ионов Н + или рН можно вычислить концентрацию гидроксильных ионов или рОН.

Уравнение гендерсона гассельбаха

Уравнения Гендерсона-Гассельбаха для расчета рОН и рН в оснóвных буферных системах выглядят следующим образом:

Уравнение гендерсона гассельбаха

Уравнение гендерсона гассельбаха

гдеpKb= –lgKb(основания), Соснованияи Ссоли– исходные молярные концентрации компонентов данных буферных систем, т.е. слабого основания и его соли с сильной кислотой.

Из приведенных выше уравнений следует, что рН и рОН буферной системы зависит от константы кислотности или основности слабого электролита, входящего в ее состав и от соотношения концентраций компонентов буфера.

Значение рК для слабого электролита является величиной постоянной, не зависит от концентрации этого электролита в растворе и приводится в соответствующих справочниках. Зная его можно с помощью уравнения Гендерсона-Гассельбаха рассчитать рН буферного раствора, если известен его количественный состав или, наоборот, определить состав раствора (исходные концентрации его компонентов), который будет обеспечивать заданное значение рН.

На практике обычно пользуются готовыми таблицами, в которых указано, в каком соотношении должны быть взяты компоненты для получения буферного раствора с желаемым значением рН.

Если концентрации веществ в буферной системе одинаковые, т.е. Скислоты = Ссоли или Соснования = Ссоли. то

рН = рKa (для кислотной буферной системы)

pOH=pKb (для оснóвной буферной системы)

Изменяя концентрацию какого-либо компонента можно сместить значение рН в ту или иную сторону для достижения нужной величины.

В буферных системах, используемых на практике, концентрации компонентов не отличаются друг от друга более чем в 10 раз, т.е. их рН не отклоняется больше чем на единицу от величины рKсвоего слабого электролита. Таким образом, область практических значений рН буферных систем (область буферирования) лежит в интервалеpK± 1.

Если концентрации компонентов буферного раствора различаются более чем в 10 раз, то такой раствор обладает слабым буферным действием и может удерживать неизменным содержание ионов Н + только при добавлении очень малых количеств сильной кислоты либо щелочи. Это делает неудобным его использование в практических целях.

При разбавлении концентрации обоих компонентов буферных растворов уменьшаются в одинаковое число раз, поэтому их соотношение остается неизменным. Следовательно по уравнению Гендерсона-Гассельбаха величина рН буферного раствора при этом тоже не должна изменяться. При разбавлении в 10-20 раз экспериментальные измерения рН хорошо согласуются с теоретическими расчетами. Однако при большем разбавлении наблюдается небольшое увеличение рН раствора, которое связано с возрастанием степени диссоциации слабого электролита и увеличением константы его диссоциации.

Уравнение Гендерсона-Гассельбаха является приближенным и его не рекомендуется использовать в следующих случаях:

1) если кислота либо основание буферной системы не является достаточно слабым электролитом (например, для кислотыpKa< 3). Тогда нельзя пренебрегать их диссоциацией в присутствии собственной соли;

2) если кислота либо основание буферной системы являются, наоборот, слишком слабыми электролитами (например, для кислотыpKa> 11). Тогда нельзя пренебрегать гидролизом их солей.

Механизм действия фосфатного буфера.Уравнение Гендерсона-Гассельбаха

уравнение Гендерсона-Гассельбаха для расчета рН буферных систем кислотного типа

где рК – показатель кислотности уксусной кислоты

— при разбавлении ацетатного буфера соотношение концентрации кислоты и соли не меняется ,

поэтому при разбавлении рН ацетатного буфера сохранится

— при добавлении кислоты идет реакция кислоты и ацетата натрия

СН3 СОО — + Na + + H + + Cl — ® СН3 СООH + Na + + Cl —

катионы водорода H + связываются анионами уксусной кислоты СН3 СОО — + H + ® СН3 СООH

рН ацетатного буфера изменится за счет увеличения концентрации уксусной кислоты и уменьшения соли

механизм изменения рН:

*хотя образуется избыток уксусной кислоты СН3 СООH и равновесие реакции СН3 СООН Û СН3 СОО — + Н + смещается вправо,

но по закону Освальда повышение концентрации СН3 СООH снижает степень ее диссоциации,

и концентрация катионов водорода H + увеличивается незначительно,

поэтому при добавлении кислоты рН ацетатного буфера, практически, не изменится

— при добавлении основания идет реакция основания и уксусной кислоты

гидроксид-ионы ОH — связываются катионами водорода уксусной кислоты ОН — + H + ® Н2 О

рН ацетатного буфера изменится за счет увеличения концентрации соли и уменьшения концентрации кислоты

механизм изменения рН:

*хотя образуется избыток аниона уксусной кислоты СН3 СОО — и

равновесие реакции СН3 СООН Û СН3 СОО — + Н + смещается влево,

но по закону Освальда снижение концентрации СН3 СООH повышает степень ее диссоциации,

и концентрация катионов водорода H + уменьшается незначительно,

*хотя уксусная кислота расходуется,

но диссоциируют на катионы водорода H + только часть молекул кислоты,

которая восполняется за счет недиссоциирующих молекул, и диссоциация не прекращается,

поэтому при добавлении основания рН ацетатного буфера, практически, не изменится

— при добавлении небольших количеств кислот-щелочей изменение рН ацетатного буфера невелико

при добавлении больших количеств кислот-щелочей изменение рН ацетатного буфера значительно

Механизм действия фосфатного буфера.Уравнение Гендерсона-Гассельбаха.

фосфатный буфер состоит из солей ортофосфорной кислоты: однозамещенной NaH2 PO4 и двузамещенной Na2 HPO4

— соли ортофосфорной кислоты – сильные электролиты

Na2 HPO4 ® NaHPO4 — + Na + NaHPO4 — ® HPO4 2- + Na + HPO4 2- Û PO4 3- + Н + (эта стадия практически, не идет)

важно, что H2 PO4 — — слабая кислота и слабый электролит, NaHPO4 — — сильный электролит

— H2 PO4 — — слабый электролит

где Ка — коэффициент диссоциации кислоты H2 PO4

— NaHPO4 — — сильный электролит

NaHPO4 — увеличивает концентрацию аниона HPO4 2-

равновесие реакции H2 PO4 — Û HPO4 2- + Н + смещается влево

диссоциация H2 PO4 — тормозится

практически, анион HPO4 2- образуется только путем диссоциации NaHPO4

молярная концентрация аниона HPO4 2- равна молярной концентрации соли [HPO4 2- ]=[NaHPO4 — ]

— рН фосфатного буфера определяет Ка и соотношение концентрации H2 PO4 — и NaHPO4

уравнение Гендерсона-Гассельбаха для расчета рН буферных систем кислотного типа

где рК – показатель кислотности кислоты H2 PO4

— при разбавлении фосфатного буфера соотношение концентрации кислоты и соли не меняется ,

поэтому при разбавлении рН фосфатного буфера сохранится

— при добавлении кислоты идет реакция кислоты и NaHPO4

катионы водорода H + связываются анионами HPO4 2- + H + ® H2 PO4

рН фосфатного буфера изменится за счет увеличения концентрации H2 PO4 — и уменьшения HPO4 2-

механизм изменения рН:

*хотя образуется избыток H2 PO4 — и

равновесие реакции H2 PO4 — Û HPO4 2- + Н + смещается вправо,

но по закону Освальда повышение концентрации H2 PO4 — снижает степень ее диссоциации,

и концентрация катионов водорода H + увеличивается незначительно,

поэтому при добавлении кислоты рН фосфатного буфера, практически, не изменится

— при добавлении основания идет реакция основания и H2 PO4

гидроксид-ионы ОH — связываются катионами водорода ОН — + H + ® Н2 О

рН фосфатного буфера изменится за счет увеличения концентрации соли и уменьшения концентрации кислоты

механизм изменения рН:

*хотя образуется избыток аниона HPO4 2- и

равновесие реакции H2 PO4 — Û HPO4 2- + Н + смещается влево,

но по закону Освальда снижение концентрации HPO4 2- повышает степень ее диссоциации,

и концентрация катионов водорода H + уменьшается незначительно,

*хотя HPO4 2- расходуется,

но диссоциируют на катионы водорода H + только часть молекул кислоты,

которая восполняется за счет недиссоциирующих молекул, и диссоциация не прекращается,

поэтому при добавлении основания рН фосфатного буфера, практически, не изменится

— при добавлении небольших количеств кислот-щелочей изменение рН фосфатного буфера невелико

при добавлении больших количеств кислот-щелочей изменение рН фосфатного буфера значительно

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *