Calculul pH-ului soluțiilor tampon acide. Factori care afectează pH-ul și pOH soluțiilor tampon. Ce este o soluție tampon
Ecuația Henderson-Hasselbach - o expresie matematică care caracterizează capacitățile sistemului tampon. Ecuația arată cum echilibrul acido-bazic al unei soluții tampon depinde de proprietățile componentelor sistemului tampon acido-bazic și de raportul cantitativ al acestor componente din soluție. Un indicator al echilibrului acido-bazic într-o soluție este pH-ul, pH-ul. Proprietatea unui acid (abilitatea sa de a se descompune în ioni), ca componentă a unui sistem tampon, este caracterizată de valoarea constantei de echilibru, constanta de disociere a acidului, Ka. pK= – lgK D
Structura (compoziția) cantitativă a sistemului tampon poate fi estimată ca raport sare/acid. Având în vedere cele de mai sus, ecuația Henderson-Hasselbach arată astfel:
pH = pK + log
Valoarea pH-ului și pOH este afectată de constanta de disociere Și raportul dintre concentrațiile componentelor.
18. Rezervor tampon. Zona tampon.
Interval pH=pKa±1 numit zona tampon .
Capacitate tampon (V) exprimat ca numărul de echivalenți molar ai unui acid sau a unei baze puternice care trebuie adăugat la un litru de tampon pentru a modifica pH-ul cu unul.
B - capacitatea tampon,
nE este echivalentul molar al unui acid puternic sau alcalin,
ΔрН este modificarea pH-ului.
În practică, capacitatea tampon este calculată prin formula:
V este volumul de acid sau alcali,
N este concentrația echivalentă de acid sau alcali,
V buffer - volumul soluției tampon,
Δ pH este modificarea pH-ului.
Capacitatea tampon depinde de concentrații de electrolițiȘi rapoarte tampon.
19. cuantificarea capacitate tampon.
Cantitatea de acid sau alcali care trebuie adăugată la 1 litru de soluție tampon astfel încât valoarea pH-ului să se modifice cu unu se numește capacitate tampon
Cu cât mai sus concentrația inițială amestecul tampon, cu atât capacitatea acestuia este mai mare
20. Sisteme tampon ale sângelui: bicarbonat, fosfat, hemoglobină și proteine
tampon de hemoglobină Reprezintă 35% din capacitatea tampon.
Principalul sistem tampon al eritrocitelor, care reprezintă aproximativ 75% din capacitatea totală tampon a sângelui. Sistemul tampon al hemoglobinei din sânge joacă un rol semnificativ în: respirație, transportul oxigenului către țesuturi și în menținerea unui pH constant al sângelui.
Este reprezentat de doi acizi slabi - hemoglobina si oxihemoglobina si bazele lor conjugate - ioni de hemoglobinat si respectiv oxihemoglobinat:
HHb ↔ H ++ + Hb -
HHbO 2 ↔ H + HbO 2 -
Fosfat tampon
Se găsește atât în sânge, cât și în lichidul celular al altor țesuturi, în special în rinichi. În celule, este reprezentată de săruri
K 2 NRO 4Și KN 2 RO 4și în plasma sanguină și lichidul intercelular
Na2HPO4Și NaH2PO4.
Funcționează în principal în plasmă și include: ion dihidrofosfat și ion hidrogen fosfat
H 2 RO 4 -Și NRO 4 2-
Acest sistem joacă un rol crucial în mediile biologice − în celulă, în sucurile glandelor digestive, în urină.
tampon bicarbonat . Reprezintă 53% din capacitatea tampon.
Prezentat:
H2CO3Și NaHC03
Tamponul bicarbonat este principalul sistem tampon din plasma sanguină; este un sistem de răspuns rapid, deoarece produsul interacțiunii sale cu acizii CO 2 este rapid excretat prin plămâni.
Tampon proteic Este 5% din capacitatea tampon.
Constă dintr-un acid-protein și sarea sa formată dintr-o bază puternică.
Pt - COOH - proteina-acid
Pt - COONa - proteine-sare
1. Atunci când în organism se formează acizi puternici, aceștia interacționează cu sarea proteinei.
HC1 + Pt-COONa ↔ Pt-COOH + NaCl.
2. Cu o creștere a produselor alcaline, aceștia interacționează cu Pt-COOH:
NaOH + Pt-COOH ↔ Pt-COONa + H2O
Proteina este un electrolit amfoter și, prin urmare, prezintă propria sa acțiune de tamponare.
20. Soluții tampon, sisteme tampon naturale. Calculul sistemelor tampon pH, capacitate tampon.
SOLUȚII TAMPON- soluții, a căror concentrație de ioni de hidrogen (pH) nu se modifică de la adăugarea unor cantități limitate de acid sau alcali puternic (vezi indicatorul de pH). B.r. constau dintr-un amestec dintr-o soluție de acid slab și sarea acesteia a unei baze tare sau, dimpotrivă, o bază slabă și sarea acesteia a unui acid tare.
Multe fluide naturale au proprietăți de tamponare. Un exemplu este apa din ocean, proprietăți tampon care se datorează în mare măsură ionilor de dioxid de carbon şi bicarbonat HCO3– dizolvaţi. Sursa acestora din urmă, pe lângă CO2, sunt cantități uriașe de carbonat de calciu sub formă de scoici, cretă și depozite de calcar din ocean. Interesant este că activitatea fotosintetică a planctonului, unul dintre principalii furnizori de oxigen ai atmosferei, duce la o creștere a pH-ului mediului. Acest lucru se întâmplă în conformitate cu principiul lui Le Chatelier, ca urmare a unei schimbări a echilibrului în timpul absorbției dioxidului de carbon dizolvat. Când CO2 este îndepărtat din soluție în timpul fotosintezei, echilibrul se deplasează spre dreapta și mediul devine mai alcalin. În celulele corpului, hidratarea CO2 este catalizată de enzima anhidrază carbonică.
Lichidul celular, sângele sunt, de asemenea, exemple de soluții tampon naturale. Astfel, sângele conține aproximativ 0,025 mol/l de dioxid de carbon, iar conținutul său la bărbați este cu aproximativ 5% mai mare decât la femei. Aproximativ aceeași concentrație de ioni de bicarbonat în sânge (există și mai mulți la bărbați).
Calculul sistemelor tampon pH.
pentru sisteme tampon acid: pH = pK (acizi) + lg .
Pentru sistemele tampon de bază:
pH \u003d 14 - pK (motive) –lg 
unde pK (acizi), pK (baze) este logaritmul zecimal negativ al constantei de disociere electrolitică a unui acid slab; fundație slabă. Din aceste ecuații se poate observa că pH-ul sistemului tampon acid (bazic) depinde de natura electrolitului slab (pK (acizi) , pK (motive) ) și asupra raportului dintre concentrațiile de sare și acid (bazic).
Rezervor tampon de soluție - capacitatea unei soluții de a menține o concentrație constantă a anumitor ioni (aplicat de obicei ionilor H +).
21. Acizi și baze Lewis.
Definiția lui Lewis. Lewis a propus o definiție mai generală: un acid este o substanță care acceptă o pereche de electroni; o bază este o substanță care furnizează o pereche de electroni.
Interacțiunea dintre un acid și o bază, conform acestei definiții, este de a produce legătură covalentă conform mecanismului donor-acceptor:
Pe baza definițiilor lui Lewis, toți liganzii convenționali (NH3, CN-, F-, CI- și alții) pot fi considerați ca baze, iar toți ionii metalici ca acizi. Gradul de afinitate al unui ion metalic pentru un ligand se numește aciditate Lewis, iar tendința unui ligand de a forma legături cu un ion metalic se numește bazicitate Lewis.. Puterile acizilor și bazelor Lewis pot varia în funcție de natura partenerului.
22. Echilibre eterogene. Produs de solubilitate.
Echilibrul într-un sistem eterogen
în sistem, în condiții, este posibilă trecerea unei substanțe de la o fază la alta. Un semn că sistemul este de asemenea în echilibru, adică nu există nicio tranziție a vreunei componente de la o fază la alta, este egalitatea potențialelor chimice specifice ale acestei componente în fazele luate în considerare.
Una dintre cele mai importante legi ale echilibrului eterogen este regula fazelor. Funcționează cu conceptele de bază de componentă, fază și număr de grade de libertate. Primele două concepte sunt definite mai sus.
Gradele termodinamice de libertate sunt înțelese ca parametri independenți ai sistemului care se află în echilibru termodinamic, care poate lua valori arbitrare într-un anumit interval, iar numărul de faze nu se modifică.
Numărul de grade de libertate (varianța sistemului) este un număr care indică câți parametri care caracterizează starea unui sistem de echilibru pot primi valori arbitrare fără a modifica numărul de faze din sistem.
Regula fazelor: Într-un sistem izolat de echilibru, numărul de faze plus numărul de grade de libertate este egal cu numărul de componente plus 2
Produs de solubilitate (ETC, K sp) este produsul concentrațiilor ionilor unei substanțe puțin solubile electrolitîn a lui soluție saturată la temperatura si presiune constante. Produsul de solubilitate este o valoare constantă.
O soluție tampon sau pur și simplu un tampon este o soluție al cărei pH nu se modifică semnificativ atunci când se adaugă cantități mici de acid sau bază.
Soluțiile tampon pot fi clasificate în patru tipuri.
Soluții tampon care conțin un acid puternic
Orice acid puternic, cum ar fi acidul azotic, poate fi utilizat ca tampon cu pH scăzut. Acizii puternici sunt complet disociați în soluții apoase și, prin urmare, soluțiile lor sunt caracterizate printr-o concentrație mare de ioni de hidroniu. Adăugarea unei cantități mici de acid sau bază la un acid puternic are, prin urmare, doar un efect minor asupra pH-ului unei soluții de acid puternic.
De exemplu, dacă la 100 cm3 de soluție acid azotic la o concentrație de 0,01 mol/dm3 se adaugă 1 cm3 de acid clorhidric cu o concentrație de 0,1 mol/dm3, apoi va scădea de la 2,00 la 1,96. O modificare a pH-ului de 0,04 poate fi considerată neglijabilă. Pentru a verifica valorile pH-ului de mai sus ale unei soluții înainte și după adăugarea acidului clorhidric, utilizați ecuația
Să comparăm acum scăderea neglijabilă indicată a pH-ului cu rezultatul adăugării unei soluții cu o concentrație de 0,1 mol/dm3 la 100 cm3 de apă pură. În acest caz, pH-ul scade brusc de la 7,00 la 4,00. Evident, apa pura nu acționează ca soluție tampon deoarece nu menține pH-ul aproximativ la același nivel. Concentrațiile soluțiilor tampon corespund părților plate ale curbelor de titrare prezentate în Fig. 8.2. Aceste părți ale curbelor de titrare sunt numite regiuni tampon. În regiunea tampon, valorile pH-ului sunt insensibile la mici modificări ale concentrației de acid sau bază.
Soluții tampon care conțin o bază puternică
Orice bază puternică poate fi utilizată ca tampon cu o valoare mare. Adăugarea unei cantități mici de acid sau bază la un astfel de tampon are un efect neglijabil asupra. De exemplu, atunci când se adaugă o soluție de acid clorhidric cu o concentrație a unei soluții cu o concentrație, are loc o schimbare de la 12.00 la 11.96. Modificarea în acest caz este de doar 0,04. Acest rezultat poate fi verificat folosind ecuația (6) și relația
Soluții tampon care conțin un acid slab
Soluțiile tampon cu valori stabile cuprinse între 4 și 7 pot fi obținute folosind orice acid slab și una dintre sărurile acestuia. În acest scop, se folosește adesea un amestec de acid acetic și acetat de sodiu. Acetatul de sodiu în soluție apoasă este complet ionizat
În schimb, acidul acetic este doar parțial ionizat.
Când se adaugă acid, acest echilibru se deplasează spre stânga, conținutul de ioni adăugați scade și valoarea inițială este restabilită.Prezența acetatului de sodiu în soluția tampon asigură un aport mare de ioni care pot compensa efectul porțiunilor adăugate de acid.
Când se adaugă o bază, aceasta este neutralizată de ionii de hidroniu
Îndepărtarea ionilor ca rezultat al acestei reacții determină deplasarea echilibrului (7) la dreapta. Concentrația ionilor și deci valoarea soluției rămân constante. Prezența acidului acetic în soluția tampon asigură o cantitate mare de molecule nedisociate capabile să se disocieze și astfel, dacă este necesar, să compenseze adăugarea de porțiuni de bază.
Acțiunea soluțiilor tampon poate fi considerată cantitativ pe baza legii acțiunii în masă. După cum se arată în secțiunea anterioară, aplicarea acestei legi la echilibrul de disociere a acidului acetic duce la următoarea expresie pentru constanta de disociere a acidului acetic:
Luând logaritmul acestei expresii se ajunge la următorul rezultat:
unde sunt concentrațiile totale ale particulelor corespunzătoare din soluția tampon. Constanta de disociere a acidului acetic este egală cu tabelul. 8.1). Aceasta înseamnă că echilibrul de disociere a acidului acetic descris de
ecuația (7), este deplasată semnificativ spre stânga. Din acest motiv, contribuția relativă a acidului acetic la cantitatea totală de ioni din soluția tampon este mică. Valoarea din ecuația (8) se datorează aproape în întregime contribuției de sare, adică. acetat de sodiu, care este complet disociat în ioni. Prin urmare,
Deoarece acidul acetic este puțin disociat în soluția tampon, concentrația de acid din amestecul de echilibru (7) coincide aproximativ cu concentrația sa inițială în soluția tampon. Acest lucru vă permite să scrieți
Înlocuind rezultatele obținute în ecuația (8), obținem
Relația rezultată se numește ecuația Henderson pentru o soluție tampon constând dintr-un acid slab și sarea acestuia. Poate fi folosit pentru diverse calcule si anume pentru calcularea: solutie tampon;
cantitatea de acid sau sare necesară pentru a obține o soluție tampon cu valoarea dorită
modificări ale soluției tampon atunci când i se adaugă mici porțiuni de acid sau bază.
a) Cât acetat de sodiu trebuie dizolvat în acid acetic, având o concentrație pentru a obține o soluție tampon cu
b) Cum se va schimba această soluție tampon dacă o soluție având o concentrație de
a) Din ecuația (9) este ușor de găsit
După condiție și
Conform Tabelului. 8.1.
Înlocuirea tuturor acestor valori în ecuația rezultată dă
Prin urmare,
Aceasta înseamnă că pentru a obține o soluție tampon cu un mol de acetat de sodiu trebuie dizolvat în acid acetic.
Relativ Masă molară acetat de sodiu:
Prin urmare, masa unui mol de acetat de sodiu este
Astfel, pentru a obține o soluție tampon cu 1,46 g de acetat de sodiu trebuie dizolvate în acid acetic.
b) 1 cm3 dintr-o soluţie având o concentraţie conţine
0,001 mol Reacționează cu formarea Prin urmare, concentrația va scădea cu și concentrația va crește cu 0,001 mol/dm3 (o ușoară creștere în volum poate fi neglijată). În acest fel,
Deci, atunci când se adaugă alcalii la soluția tampon, ar trebui să apară o modificare neglijabilă de 0,07.
Când luăm în considerare soluțiile tampon care conțin un acid slab, apare un caz special. Ecuația Henderson arată că atunci când concentrația de sare este exact egală cu concentrația de acid, soluția tampon este aceeași cu acel acid, adică.
De exemplu, dacă se adaugă 100 cm3 dintr-o soluție de 0,1 mol/dm3 la 100 cm3 dintr-o soluție de 0,1 mol/dm3, tamponul rezultat ar trebui să aibă un pH de 4,75 la 25°C.
Soluții tampon care conțin o bază slabă
Soluțiile tampon cu valori stabile cuprinse între 7 și 10 pot fi obținute prin amestecarea unei baze slabe cu una dintre sărurile sale. O soluție tampon tipică de acest tip este o soluție de amoniac și clorură de amoniu. Într-o soluție apoasă, clorura de amoniu se disociază complet
Amoniacul se disociază doar parțial în apă
Când se adaugă un acid la această soluție tampon, acesta este neutralizat de ioni, ca urmare, echilibrul (10) se deplasează spre dreapta. Această schimbare menține o concentrație constantă de ioni și, prin urmare, o constantă
Când se adaugă o bază, echilibrul (10) se deplasează spre stânga și concentrația ionilor OH este menținută constantă. Prezența clorurii de amoniu în soluția tampon asigură o cantitate mare de ioni în aceasta, ceea ce face posibilă compensarea efectului porțiunilor adăugate de bază.
Ecuația Henderson pentru o soluție tampon care conține o bază slabă și una dintre sărurile sale este
Aplicații tampon
Soluțiile tampon joacă un rol important în multe procese tehnologice. Sunt utilizate, de exemplu, în aplicarea electrochimică a straturilor de protecție, în producția de coloranți, materiale fotografice și piele. În plus, soluțiile tampon sunt utilizate pe scară largă în analiza chimică și pentru calibrarea pH-metrelor (vezi capitolul 10).
Multe sisteme biologice și de altă natură depind de soluțiile tampon pe care le conțin pentru a menține un pH constant. Valorile normale ale pH-ului pentru unele dintre aceste sisteme sunt enumerate în tabel. 8.6. De exemplu, pH-ul sângelui din corpul uman este menținut în intervalul de la 7,35 la 7,45, în ciuda faptului că conținutul de dioxid de carbon și, prin urmare, de acid carbonic din sânge poate varia foarte mult. Tamponul conținut în sânge este un amestec de fosfat, bicarbonat și proteine. Tampoanele proteice mențin pH-ul lacrimilor la 7,4. În studiile bacteriologice pentru a menține un pH constant medii culturale folosit pentru a crește bacterii, trebuie să utilizați și soluții tampon.
Tabelul 8.6, valorile pH-ului pentru unele sisteme biologice și alte soluții
Unde C (acizi)Și C (sare) sunt concentrațiile molare de acid și sare.
Dacă egalitatea (3) este luată ca logaritm (luați logaritmul zecimal negativ al părților din stânga și din dreapta ale ecuației), atunci obținem:
unde indicele „0” denotă caracteristicile soluțiilor inițiale de acid și sare, amestecarea cărora se obține amestecul tampon necesar.
Pentru un sistem tampon de tip II B/BH +, de exemplu, indicii de amoniu, hidroxid și hidrogen sunt calculați folosind ecuațiile:
unde este constanta de disociere a bazei.
În general, ecuația pentru calcularea pH-ului sistemelor tampon este următoarea:
| , | (7) |
și se numește ecuație Henderson-Hasselbach.
Din ecuația Henderson-Hasselbach rezultă că:
1. Valoarea pH-ului soluțiilor tampon depinde de constanta de disociere a acidului sau bazei și de raportul cantităților de componente, dar practic nu depinde de diluția sau concentrația soluțiilor. Într-adevăr, în aceste procese, concentrațiile componentelor soluției tampon se modifică proporțional, astfel încât raportul lor, care determină valoarea pH-ului soluției tampon, rămâne neschimbat.
Dacă concentrațiile componentelor soluțiilor tampon depășesc 0,1 mol/l, atunci în calcule este necesar să se țină cont de coeficienții de activitate ai ionilor din sistem.
2. Indicatorul constantei de disociere a unui electrolit slab determină aria acțiunii tampon a soluției, adică. intervalul de valori ale pH-ului în care sunt păstrate proprietățile tampon ale sistemului. Deoarece acțiunea tampon continuă până când 90% din componentă este consumată (adică concentrația sa nu a scăzut cu un ordin de mărime), atunci aria (zona) acțiunii tampon diferă de cu 1 unitate:
Amfoliții pot avea mai multe zone de acțiune tampon, fiecare dintre acestea corespunzând unei constante corespunzătoare:
.
Astfel, raportul maxim admisibil al componentelor soluției, în care prezintă un efect de tamponare, este de 10:1.
Exemplul 1 Este posibil să se pregătească un tampon acetat cu un pH de 6,5 dacă acidul acetic este 4,74?
Soluţie.
Deoarece zona tampon este definită ca 
, pentru tamponul acetat este în intervalul valorilor pH-ului de la 3,74 la 5,74. Valoarea pH-ului de 6,5 se află în afara domeniului tampon de acetat, astfel încât un astfel de tampon nu poate fi preparat pe baza unui sistem tampon de acetat.
Exemplul 2 Calculați pH-ul soluției tampon, din care 100 ml conțin 1,2 g acid acetic și 5,88 g acetat de potasiu, dacă pentru acid acetic = 4,74.
Soluţie.
Concentrațiile molare de acid și sare din soluția tampon sunt egale cu:
Înlocuind aceste valori în ecuația (7), obținem:
Soluţie.
Deoarece concentrațiile molare de acid și sare sunt egale, atunci când se calculează pH-ul folosind formula (5), poate fi utilizat doar raportul de volum al componentelor:
Exemplul 4 Se calculează valoarea pH-ului soluției tampon obținute prin scurgerea a 20 ml de soluție apa cu amoniac cu C (NH 3 H 2 O) = 0,02 mol/l şi 10 ml soluţie de clorură de amoniu cu C (NH 4 Cl) = 0,01 mol/l. (NH3H2O) \u003d 1,8 10 -5. Găsiți pH-ul tamponului diluat de 5 ori.
Soluţie.
În cazul unui sistem tampon de tip II, pH-ul soluției este calculat folosind ecuația (6¢):
Înlocuind valorile corespunzătoare, obținem:
Când sunt diluate, pH-ul soluțiilor tampon nu se modifică. Prin urmare, pH-ul soluției tampon diluată de 5 ori va fi 9,86.
Exemplul 5 Soluția tampon a fost obținută prin turnarea a 100 ml de soluție de CH3COOH cu C(CH3COOH) = 0,02 mol/l și 50 ml de soluție de CH3COONa cu C(CH3COONa) = 0,01 mol/l. (CH3COOH) = 1,8x10-5. Calculati:
a) pH-ul tamponului rezultat;
b) modificarea pH-ului tamponului la adăugarea a 5 ml soluție de HCI cu C(HCl) = 0,01 mol/l.
c) capacitatea tampon alcalină a soluţiei.
Soluţie.
Pentru a calcula pH-ul tamponului rezultat, folosim formula (5):
Când se adaugă un acid, reacția continuă:
CH3COONa + HCl CH3COOH + NaCl,
în urma căreia se modifică cantităţile de componente ale sistemului tampon.
Ținând cont de relația n(x) = C(x)×V(x), ecuația (7) poate fi reprezentată ca:
.
Deoarece cantitățile de substanțe reacţionate și formate sunt egale, modificarea cantităților de acid și sare din soluția tampon va fi aceeași valoare X:
.
În amestecul tampon inițial, cantitățile de componente sunt:
Să găsim valoarea X:
Astfel, diferența de valori ale pH-ului va fi de , i.e. modificarea pH-ului este neglijabilă.
capacitate tampon.
Este posibil să se adauge acid sau alcali fără a modifica semnificativ pH-ul soluției tampon numai în cantități relativ mici, deoarece capacitatea soluțiilor tampon de a menține un pH constant este limitată.
Valoarea care caracterizează capacitatea unei soluții tampon de a contracara schimbarea reacției mediului atunci când se adaugă acizi și alcalii se numește capacitatea tampon (B). Există o capacitate tampon pentru acid () și alcali ().
Capacitatea tampon (B) este măsurată prin cantitatea de acid sau alcali (echivalent mol sau mmol) care, atunci când este adăugată la 1 litru de soluție tampon, modifică pH-ul cu unu.
În practică, capacitatea tampon este determinată prin titrare. Pentru a face acest lucru, un anumit volum de soluție tampon este titrat cu un acid sau alcali puternic de concentrație cunoscută până la atingerea punctului de echivalență. Titrarea se efectuează în prezența indicatorilor acido-bazici, cu alegerea corectă a căror stare este fixată atunci când componenta sistemului tampon reacționează complet. Pe baza rezultatelor obținute se calculează valoarea capacității tampon ( sau ):
 | (8) |
 | (9) |
Unde DIN( pentru tine), DIN( slot) - concentrațiile molare ale echivalentului acid și alcalin (mol/l);
V (față de tine), V (despicătură) - volume de soluții acide sau alcaline adăugate (l; ml);
V(tampon) - volumul soluției tampon (l; ml);
pH 0Și pH - Valorile pH-ului soluției tampon înainte și după titrarea cu acid sau alcali (modificarea pH-ului este luată în valoare absolută).
Capacitatea tampon este exprimată în [mol/l] sau în [mmol/l].
Capacitatea tamponului depinde de o serie de factori:
1. Cu cât conținutul absolut al componentelor perechii bază/acid conjugat este mai mare, cu atât capacitatea tampon a soluției tampon este mai mare.
Capacitatea tamponului depinde de raportul dintre cantitățile componentelor soluției tampon și, prin urmare, de pH-ul tamponului. Capacitatea tamponului este maximă la cantități egale de componente ale sistemului tampon și scade odată cu abaterea de la acest raport.
3. Cu un conținut diferit de componente, capacitățile tampon ale soluției pentru acid și alcali diferă. Deci, într-o soluție tampon de tip I, cu cât este mai mare conținutul de acid, cu atât este mai mare capacitatea de tampon pentru alcali și cu cât este mai mare conținutul de sare, cu atât este mai mare capacitatea de tampon pentru acid. Într-o soluție tampon de tip II, cu cât este mai mare conținutul de sare, cu atât este mai mare capacitatea de tampon alcalin și cu cât este mai mare conținutul de bază, cu atât este mai mare capacitatea de tampon acid.
Exemplul 2 Pentru a prepara amestecuri tampon de acetat, soluții de acid și sare de aceeași concentrație molară au fost amestecate în următoarele rapoarte de volum:
| Compoziția sistemului tampon | Raporturile de volum ale componentelor sistemului tampon | ||
| solutia I | solutia II | soluția III | |
| CH3COOH | |||
| CH 3 COONa |
Fără a recurge la calcule, determinați în care dintre cele trei soluții tampon se vor respecta următoarele:
a) cea mai mare valoare a pH-ului;
b) capacitatea tampon maximă;
c) cea mai mare capacitate tampon pentru acid.
Soluţie.
În cazul concentrațiilor egale de componente, ecuația (5) ia forma:
.
Deoarece este același în toate cele trei soluții, valoarea pH-ului tamponului va fi determinată de raport. Prin urmare, soluția I () va avea cea mai mare valoare a pH-ului:
Soluția II se caracterizează prin capacitatea maximă a tamponului, deoarece raportul dintre cantitățile de componente din ea este de 1:1.
Capacitatea tamponului acid pentru tamponul acetat este determinată de conținutul de bază conjugată, adică sare: cu cât este mai mare, cu atât este mai mare capacitatea de tampon a soluției pentru acid. De aceea:
Astfel, soluția I va avea cea mai mare capacitate acidă.
Se numesc soluții tampon soluții care își mențin valorile pH-ului neschimbate atunci când sunt diluate sau când se adaugă o cantitate mică de acid sau bază puternică. Soluțiile tampon protolitice sunt amestecuri de electroliți care conțin ioni cu același nume.Există în principal două tipuri de soluții tampon protolitice: Acide, i.e. constând dintr-un acid slab și un exces din baza sa conjugată (sare formată dintr-o bază tare și un anion al acestui acid). De exemplu: CH 3 COOH și CH 3 COOHa - tampon acetat; Bazic, i.e. constând dintr-o bază slabă și un exces din acidul său conjugat (adică o sare formată dintr-un acid puternic și un cation al acestei baze). De exemplu: NH 4 OH și NH 4 Cl - Ecuația sistemului tampon este calculată folosind formula Henderson-Hasselbach:
pH = pK + ℓg, pOH = pK + ℓg,
unde pK = -ℓg K D.
C este concentrația molară sau echivalentă a electrolitului (C = V N)
Mecanismul de acțiune al soluțiilor tampon
Luați în considerare utilizarea unui tampon acetat ca exemplu: CH 3 COOH + CH 3 COONa Când se adaugă o cantitate mică de acid clorhidric, ionii H + se leagă de baza conjugată CH 3 COO - din soluție. electrolit slab CH3COOH.
CH 3 COO‾ +H + ↔CH 3 COOH(1)
Ecuația (1) arată că acidul puternic HC1 este înlocuit cu o cantitate echivalentă din acidul slab CH 3 COOH. Cantitatea de CH 3 COOH creşte şi, conform legii de diluţie a lui W. Ostwald, gradul de disociere scade. Ca urmare, concentrația ionilor H + în tampon crește, dar foarte ușor. pH-ul este menținut constant.
Când se adaugă acid în tampon, pH-ul este determinat de formula:
pH = pK + ℓg 
Când se adaugă o cantitate mică de alcali în tampon, acesta reacţionează cu CH3COOH. Moleculele de acid acetic vor reacționa cu ionii de hidroxid pentru a forma H 2 O și CH 3 COO ‾:
CH 3 COOH + OH ‾ ↔CH 3 COO ‾ + H 2 O(2)
Ca rezultat, alcaliul este înlocuit cu o cantitate echivalentă de sare slab bazică CH3COONa. Cantitatea de CH 3 COOH scade si, conform legii de dilutie a lui W. Ostwald, gradul de disociere creste datorita aciditatii potentiale a moleculelor de CH 3 COOH nedisociate ramase. În consecință, concentrația ionilor de H + practic nu se modifică. pH-ul rămâne constant.
Când se adaugă alcali, pH-ul este determinat de formula:
pH = pK + ℓg 
La diluarea tamponului, nici pH-ul nu se modifică, deoarece constanta de disociere și raportul componentelor rămân neschimbate.
Astfel, pH-ul tamponului depinde de: constanta de disociere și raportul de concentrație al componentelor. Cu cât aceste valori sunt mai mari, cu atât pH-ul tamponului este mai mare. pH-ul tamponului va fi cel mai mare la un raport de componente egal cu unu.
Pentru a caracteriza cantitativ tamponul se introduce conceptul capacitate tampon.
Rezervor tampon
Aceasta este capacitatea sistemului tampon de a contracara modificările pH-ului mediului.Intervalul de valori ale pH-ului deasupra și sub care se oprește acțiunea tamponului se numește zona tampon. Este egal cu pH = pK ± 1 Capacitatea tampon (B) este exprimată ca numărul de echivalenți molar ai unui acid sau alcalii puternice care trebuie adăugate la un litru de tampon pentru a modifica pH-ul cu unu.
B = 
B - capacitatea tampon,
n E - cantitatea de echivalent molar al unui acid sau alcalin puternic,
pH H - valoarea inițială a pH-ului (înainte de a adăuga acid sau alcali)
pH K - valoarea pH-ului final (după adăugarea acidului sau alcalin)
ΔрН este modificarea pH-ului.
capacitatea tampon este calculată prin formula:
V este volumul de acid sau alcali,
N este concentrația echivalentă de acid sau alcali,
V puf. - volumul soluției tampon,
Δ pH este modificarea pH-ului.
Capacitatea tamponului depinde de concentrația de electroliți și de raportul componentelor tampon. Solutiile cu o concentratie mai mare de componente si un raport de componente egal cu unu au cea mai mare capacitate de tampon.Tampoanele de proteine, hemoglobina, fosfat si bicarbonat actioneaza in corpul uman.
Tipuri de compuși complecși utilizați în Chimie analitică. Proprietățile lor. Formarea complexă cu liganzi monodentați și polidentați: structura compușilor complecși, echilibrul în soluții de compuși complecși, constantele de stabilitate ale ionilor complecși.
Set de compuși în chimia analitică. Analiza calitativă a cationilor
Primul grup de cationi
Primul grup analitic de cationi conține ioni de potasiu K+, sodiu Na+, amoniu NH4+ și magneziu Mg2+. Spre deosebire de cationii din alte grupe, mai multe săruri de potasiu, sodiu, amoniu sunt ușor solubile în apă. Ionul Mg2+ este oarecum diferit de alți cationi din acest grup. Este o formă de oxid hidrat, greu solubil în apă, fosfat și săruri carbonatice. Deoarece insolubilitatea sărurilor carbonice în apă este cea mai importantă caracteristică analitică a cationilor din grupa a 2-a, Mg2 + este uneori denumit.
Reacții ale cationilor de potasiu
Reacția cu cobaltinitrit de sodiu Na3.
Cobaltinitritul de sodiu în soluție neutră sau acetică dă cristale galbene cu ioni de potasiu. precipitat de cobaltinitrit de potasiu-sodiu:
2KCl + Na3 = K2Na + 2NaCl
sau sub formă ionică:
2K+ +Na+ + 3- = K2Na
Reacții ale cationilor de amoniu
Reacția cu reactivul lui Nessler
(soluție alcalină de iodură de potasiu mercur K2).
Acest reactiv dă un precipitat brun-roșcat de compoziție I cu săruri de amoniu (sa formula structurala HO - Hg -NH - I):
NH4Cl + 2 K2 + 4KOH = I + 7KI + KCl + 3H2O
sau sub formă ionică:
NH4+ + 2- + 4OH- = I + 7I- + 3H2O
La cantități foarte mici de săruri de amoniu, în loc de precipitat, s-a obținut o soluție galbenă. Reacția este foarte sensibilă.
al 2-lea grup de cationi
Al doilea grup analitic de cationi include ioni Ba2+, Ca2+, Sr2+.
Se numesc metale alcalino-pământoase. Puțin inferior în activitatea lor Metale alcaline. metale alcalino-pământoase proba.cantitate mare de saruri; dintre acestea, halogenul, nitratul, aceticul și acidul carbonic sunt solubili. Reactivul de grup este carbonat de amoniu (NH4)2CO3, format cu ioni de Ba2+ și Ca2+, săruri medii BaCO3 și CaCO3 insolubile în apă.
Reacții ale cationilor de calciu
Reacția cu ferocianura de potasiu K4.
Acest reactiv cu săruri de calciu în prezența sărurilor de amoniu imagine. precipitat cristalin alb de ferocianură de calciu și amoniu Ca(NH4)2:
CaCI2 + 2NH4CI + K4 = Ca(NH4)2 + 4KCI
sau sub formă ionică:
Ca2+ + 2 NH4+ + 4- = Ca(NH4)2
Al treilea grup de cationi
Ionii Al3+, Cr3+, Fe2+, Fe3+, Mn2+, Zn2+ sunt legați de grupa a 3-a analitică de cationi.
Compușii cu sulf din acest grup de cationi sunt insolubili în apă, dar solubili în minerale diluate. Ca rezultat, hidrogenul sulfurat nu precipită cationii din a treia grupă din soluțiile acide. Poet.pentru precipitarea completă a cationilor grupei a 3-a sub formă de compuși sulfuri în loc de hidrogen sulfurat cca. sărurile sale bine disociate. Grupa reactiv - sulfura de amoniu (NH4)S. Sărurile de clor, sulfat și nitrat ale acestor elemente sunt solubile în apă. Soluțiile lor datorate hidrolizei au o reacție ușor acidă.
Reacții ale cationilor ferici
K4 dă cu săruri Fe3+ în mediu acid un precipitat albastru numit albastru prusac:
4FeCl3 + 3K4 = Fe43 + 12KCl
sau sub formă ionică:
4Fe3+ + 3 = Fe43
Reacții ale cationilor feroși
Reacția cu hexacianoferat de potasiu (III) K3.
K3, numită sare roșie a sângelui, dă împreună cu sărurile Fe2 + într-un mediu acid un precipitat albastru închis de oxid feros feric (Turnbull blue) Fe32:
3FeSO4 + K3 = Fe32 + K2SO4
sau sub formă ionică:
3Fe2+ + 3- = Fe32
Reacții ale cationilor de zinc
Reacție cu hexacianoferat de potasiu (II) K43.
K4 formează un precipitat alb de fericianură de potasiu și zinc cu ioni de zinc:
3ZnCl2 + 2K4 = Zn3K22 + 6KCl
sau sub formă ionică:
3Zn2+ + 2K+ 2 = Zn3K22
al 4-lea grup de cationi
Acestea includ cationi Hg2+, Cu2+, Bi3+, Ag+, Pb2+.
Compușii cu sulf ai acestor metale nu sunt soluții în acizi diluați. Grupa reactiv-hidrogen sulfurat. Mulți cationi din grupa a 4-a tind să formeze complecși stabili cu amoniac, compuși cu cianuri. și altele din tine, care este folosit cu succes. în analitic chimic.
Reacții ale cationilor de cupru
Reacție cu hexacianoferat de potasiu (II) K43.
Evidențierea K4 din soluția de săruri bivalente de cupru, un precipitat roșu-brun de cupru feruginos Cu2:
2CuSO4 + K4 = Cu2 + 2K2SO4
sau sub formă ionică:
2Cu2+ + 4- = Cu2
Precipitatul nu se dizolvă în acizi diluați, ci se dizolvă în NH4OH, formând cupru amoniac:
Cu2 + 12NH4OH = 2(OH)2 + (NH4)4 + 8H2O
sau sub formă ionică:
Cu2 + 8NH3 = 22+ + 4-
a 5-a grupă de cationi
La grupa a 5-a analitică, cationi relativi de arsen, antimoniu, staniu.
Reactiv de grup - polisulfur de amoniu. Polisulfura de amoniu se prepară prin dizolvarea sulfului în sulfură de amoniu. Este un agent oxidant.Orice.complex.comp. de la atomul central și particulele coordonate în jurul lui, care se numesc liganzi. Legătura chimică dintre atomul central și ligand este de natură donor-acceptor, ligandul fiind donorul unei perechi de electroni, iar atomul central fiind acceptorul. Ligandul poate avea mai mulți atomi donatori capabili să formeze o legătură chimică cu atomul central. Pe această bază, ele sunt împărțite în monodentate și polidentate. Ligand monodentat ocupat. un loc de coordonare la atomul central; polidentat - mai multe: doi, trei etc. Max. numărul de liganzi monodentați, care m. situat în jurul centrului atomului, se numește numărul de coordonare al atomului agentului de complexare. Atomul central și liganzii aflați în jurul acestuia. sferă interioară de coordonare, numită uneori prima sferă de coordonare. Sfera interioară de coordonare poate avea pozitiv, negativ. sau încărcare electrică zero. Dacă sfera interioară de coordonare are o sarcină, avem de-a face cu un cation sau anion complex, iar pentru electroneutralitatea complexului, compusul trebuie să conțină anioni sau cationi care se află în sfera exterioară sau a doua de coordonare. Comunicarea între interne iar sferele de coordonare exterioare sunt pur ionice. poet.in soluții de apă ionii situati in sfera externa de coordonare a complexului sunt complet disociati.Liganzii sunt anioni sau molecule polare. Relativ la liganzii anorganici. molecule de apă și amoniac, precum și ioni de hidroxid, halogenură, cianuri etc. Unul dintre cei mai comuni liganzi este amoniacul. Complexele cu org.liganzi sunt intens colorate, ner-rims în apă și ușor pri-rims în organic. medii. De obicei, liganzii conțin astfel de atomi donatori precum oxigen, azot, sulf, fosfor și arsen, care fac parte din grupele funcționale ale reactivilor organici.
În complexele cu liganzi polidentați, se pot forma inele chelate. Astfel de complexe se numesc chelați. Chelații, în care închiderea ciclului are loc ca urmare a deplasării unuia sau mai multor protoni din grupările acide ale ligandului de către un ion metalic, se numesc compuși intracomplex.
Informații similare.
