и або лугу, при розведенні або концентрировании. Буферні розчини широко використовують у різних хімічних дослідженнях. p> Класифікація кислотно-основних буферних систем.
Буферні системи можуть бути наступних типів:
Слабка кислота і її аніон А -/НА:
ацетатна буферна система СН3СОО-/СН3СООН в розчині СН3СООNa і СН3СООН, область дії рН 3, 8 - 5, 8.
Водень-карбонатна система НСО3-/Н2СО3 в розчині NaНСО3 і Н2СО3, область її дії - рН 5, 4 - 7, 4.
Слабке підставу і його катіон В/ВН +:
аміачна буферна система NH3/NH4 + у розчині NH3 і NH4Cl,
область її дії - рН 8, 2 - 10, 2.
Аніони кислої і середньої солі або двох кислих солей:
карбонатна буферна система СО32 -/НСО3 - в розчині Na2CO3 і NaHCO3, область її дії рН 9, 3 - 11, 3.
фосфатна буферна система НРО42-/Н2РО4 - в розчині Nа2НРО4 і NаН2РО4, область її дії рН 6, 2 - 8, 2.
Кислотність буферних розчинів майже не змінюється при їх розведенні або при додаванні до них деяких кількостей кислот або підстав. br/>В
Прикладом буферної системи служить суміш розчинів оцтової кислоти CH3COOH і її натрієвої солі CH3COONa. Ця сіль як сильний електроліт дисоціює практично без остачі, тобто дає багато іонів CH3COO-. При додаванні до буферної системі сильної кислоти, що дає багато іонів Н +, ці іони зв'язуються іонами CH3COO - і утворюють слабку (тобто мало дисоціює) оцтову кислоту:
Навпаки, при подщелачіваніі буферної системи, тобто при додаванні сильної основи (наприклад, NaOH), іони OH - зв'язуються Н +-іонами, наявними в Б. с. завдяки дисоціації оцтової кислоти; при цьому утворюється дуже слабкий електроліт - вода:
Принаймні витрати Н +-іонів на зв'язування іонів OH-диссоциируют все нові і нові молекули CH3COOH, так що рівновага зміщується вліво. У результаті, як у випадку додавання Н +-іонів, так і у випадку додавання ОН - іонів, ці іони зв'язуються і тому кислотність розчину практично не змінюється. p> Кислотність розчинів прийнято виражати так званим водневим показником pH (для нейтральних розчинів pH = 7, для кислих - pH менше, а для лужних - більше 7).
Прилив до 1 л чистої води 100 мл 0,01 молярного розчину HCl (0,01 М) змінює pH від 7 до 3. Прилив того ж розчину до 1 л буферної системи CH3COOH + CH3COONa (0,1 М) змінить pH від 4,7 до 4,65, тобто всього на 0,05. p> У присутності 100 мл 0,01 М розчину NaOH в чистій воді pH зміниться від 7 до 11, а у зазначеній буферної системі лише від 4,7 до 4,8. Крім розглянутого, є численні інші буферні системи. Кислотність (і, отже, pH) Б. с. залежить від природи компонентів, їх концентрації, а для деяких буферних систем і від температури.
Задача: На скільки понизиться або підвищиться pH карбонатної суміші, що з розчинів H? CO? (0,01 моль/л) і NaHCO? (0,1 моль/л) при збільшенні концентрації H? CO? в 10 разів? K
Рішення:
Розрахуємо початкове значення рН
В В
рН1 = 6,35 +...
