Научная литература
booksshare.net -> Добавить материал -> Химия -> Вольхин В.В. -> "Общая химия. Избранные главы" -> 52

Общая химия. Избранные главы - Вольхин В.В.

Вольхин В.В. Общая химия. Избранные главы: Учебное пособие — Перм.гос.техн. ун-т. - Пермь, 2002. — 352 c.
ISBN 5-88151-282-0
Скачать (прямая ссылка): obshaya_himiya.pdf
Предыдущая << 1 .. 46 47 48 49 50 51 < 52 > 53 54 55 56 57 58 .. 155 >> Следующая

Другой вариант: добавим к раствору щелочь, например NaOH. Произойдет взаимодействие: Н30+(р) + ОН~(р) ~» 2Н20(Ж). Концентрация ионов H3O+ в растворе должна бы снизиться, но она восстанавливается за счет смещения равновесия реакции вправо. Таким путем буферный раствор компенсирует отклонение концентрации ионов H3O+ в растворе от заданного уровня.
Равновесие в буферном растворе можно описать количественно следующим образом:
НА(р) 4- Н20(Ж) =*=* H3O+(P) + А"(р), [НА]
^.1Ь2Ж1. (3.2)
Отсюда
[H3O+] = КК1Щ (3.3)
[А"]
Следовательно, постоянство величины [H3O+] определяется постоянством отношения [НА] / [А]. Если прологарифмировать уравнение (3.3), то получим
log [H3O+] = log ККШ1. (3.4)
[А"]
Поменяем знаки всех величии на обратные и введем обозначения: - log [H3O+] = = pH и - log Кк = рКк.
Ионные равновесия в растворах
117
Тогда
pH = p?K+log [А ] (3.5)
[НА]
Полученная зависимость называется уравнением Гендерсоиа — Хассельбаха.
При приготовлении буферного раствора отношение [А-] / [НА] можно задавать готовыми реагентами, например путем дозировки в раствор СН3СООН и NaCH3COO. Но можно использовать и другой путь - ввести в раствор определенное количество CH3COOH и затем частично нейтрализовать кислоту раствором NaOH, создавая необходимое отношение [CH3COO-] / [CH3COOH]. В последнем случае при выполнении расчетов учитывают изменение в ходе реакции нейтрализации содержания в растворе как CH3COOH, так и CH3COO-:
«CH3COO- = «NaOH = CNaOH' J7NaOH" 1О 3>
«CII3COOH = (CCH3COOH'^CH3COOH - CNaOH-J7NaOH)1IO \
где п - число молей; с - концентрация, М\ V- объем, мл\ 10~3 л/мл - фактор пересчета; соответствующие вещества указаны подстрочными индексами.
Рассмотрим буферные растворы, включающие в свой состав слабые основания и сопряженные с ними кислоты. В соответствии с уравнением реакции
В(р) + Н20(К) HB+(P)+ OH-(P)
получаем зависимость
pOH = p?:0 + logtHB4 (3.6)
[В]
которая является еще одним вариантом уравнения Гендерсона - Хассельбаха.
Таким образом, отношение [А-] / [НА] или [HB+] / [В] задает величину pH буферного раствора. Если изменять концентрации указанных веществ, но оставлять без изменения их молярное отношение, то величина pH сохраняется. Однако концентрации [А-] и [НА] или [HB+] и [В] определяют емкость буферного раствора. Чем выше концентрации компонентов, образующих буферный раствор, тем большее количество ионов H+ или OH- он может принять без существенного изменения величины pH.
Применим полученные уравнения для решения некоторых задач.
Пример 3.11. Вычислим pH буферного раствора, содержащего 0,70 M CH3COOH и 0,60 M NaCH3COO. Определим, как изменится pH буферного раствора при добавлении к 1,000 л такого раствора 10 мл 1,00 MHCl. ?:k(CH3COOH) = 1,8-10"5.
Решение. Для решения задачи применим уравнение Гендерсона - Хассельбаха (3.5).
pH = рКк + log IA-I = - log( 1,8-10"5) + log — = 4,74 - 0,07 = 4,67. [НА] 0,70
Оценим результат добавки HCl к буферному раствору, руководствуясь уравнением реакции
118
В.В. Вольхин. Общая химия
Н30+(р)+ CH3COO (р) CH3COOH(P)+ Н20(ж).
Равновесие реакции должно быть сдвинуто вправо по причине образования слабой кислоты CH3COOH. Будем исходить из полного протекания этой реакции. При добавлении 10 мл HCl к 1 ООО мл буферного раствора изменением его объема можно пренебречь. Если добавлено 10,ш 1,00 M HCl, то в расчете на 1 л буферного раствора это составит
\ JOQ M АО мл •——— = 0,01 М. 1000 мл
Следовательно, концентрации CH3COOH и CH3COO" изменятся следующим образом:
[CH3COOH] = 0,70 M + 0,01 M = 0,71 М, [CH3COO ] = 0,60 M- 0,01 M = 0,59 М.
Подставим полученные значения концентраций в уравнение Гендерсена - Хассельбаха и вычислим pH буферного раствора после добавки к нему HCl.
pH = рКк + log JA-I = - log( 1,8-10 5) + log= 4,74 - 0,08 = 4,66. [HA] 0,71
Ответ: несмотря на добавку к буферному раствору достаточно концентрированной IM HCl, его водородный показатель pH остался почти без изменения: величина pH понизилась с 4,67 до 4,66.
Пример 3.12. Приготовим буферный раствор с pH = 9,20 в количестве 1 л, используя растворы 0,500 M NH3 и 0,500 M NH4Cl. Определим необходимые для приготовления объемы растворов NH3 и NH4CI.
Решение. Равновесие в заданном буферном растворе устанавливается в соответствии с уравнением реакции
NH3(P) + H2O(P) NH4+(P) + ОН-(р).
Для расчета применяем уравнение Гендерсоиа - Хассельбаха (3.5):
рОН = р/:0 +log ?-?i±J.
[NH3]
Отсюда
рОН = 14,00-9,20 = — log(1,8-105) + log ШЬЛ
[NH3]
или
log ENH4 ^ = 4,80 - 4,74 = 0,06. [NH3]
Следовательно, отношение концентраций в буферном растворе
{.NH<43 =100'06= 1,15. [NH3]
Поскольку концентрации [NH4+] и [NH3] в исходных растворах равны, то справедливо следующее отношение объемов этих растворов, необходимых для смешения:
^(NH4+): P(NH3)= 1,15.
Ионные равновесия в растворах
119
В то же время
F(NH4+) + F(NH3)= 1,000 л.
Решая эти два уравнения с двумя неизвестными, получаем объемы растворов:
F(NH3) = 0,460 л и F(NH4+) = 0,540 л.
Смешав их, получаем буферный раствор с pH = 9,20.
Дополнительно можно проверить расчетным путем, действительно ли смешанный раствор должен иметь рИ = 9,20. Для этого вычислим концентрации [NH4+] и [NH3] в смешанном растворе:
Предыдущая << 1 .. 46 47 48 49 50 51 < 52 > 53 54 55 56 57 58 .. 155 >> Следующая

Реклама

c1c0fc952cf0704ad12d6af2ad3bf47e03017fed

Есть, чем поделиться? Отправьте
материал
нам
Авторские права © 2009 BooksShare.
Все права защищены.
Rambler's Top100

c1c0fc952cf0704ad12d6af2ad3bf47e03017fed