🗊Презентация Буферные системы

буферные системы

Буферные системы (буферы) – это равновесные системы, способные поддерживать постоянство рН при разбавлении раствора или при добавлении к нему некоторого количества сильной кислоты или щелочи. Эта способность буферных систем называется буферным действием. Растворы, содержащие одну или несколько буферных систем называются буферными растворами. Интервал значений рН, в котором система проявляет буферные свойства, называется зоной буферного действия. В биологических объектах буферные системы могут быть также образованы из ионов и молекул амфолитов, например, аминокислотные буферные системы.

Таблица 1. Типы буферных систем.

Механизм буферного действия С точки зрения протолитической теории буферное действие растворов обусловлено наличием кислотно-основного равновесия общего типа: Сопряженные кислотно-основные пары А/НА и В/ВН+ составляют буферные системы.

Например, ацетатная буферная система СН3СОО  /СН3СООН: Уксусная кислота  слабый электролит, частично диссоциирующий на ионы: СН3СООH ⇄ СН3СОО + H+ Ацетат натрия  сильный электролит, полностью распадающийся на ионы: СН3СООNa → СН3СОО + Na+ При добавлении сильной кислоты (например, НСl) сопряженное основание СН3СОО  связывает ионы Н + в молекулы слабой кислоты: СН3СОО + H+ ⇄ СН3СООН Таким образом, концентрация свободных ионов Н + в растворе, а следовательно, и величина рН практически не изменяется. При добавлении сильной щелочи (например, КОН) усиливается диссоциация уксусной кислоты, поскольку выделяющиеся в раствор ионы Н+ реагируют с ионами ОН, образуя воду: СН3СООH + OH → СН3СОО + H2O В этом случае также не происходит существенного изменения концентрации ионов Н+ в растворе, поскольку добавленные ионы ОН оказываются связанными в молекулы слабого электролита  воды.

Рассмотренные случаи показывают, что каждый компонент буферного раствора выполняет строго определенную функцию: за нейтрализацию добавленной кислоты «отвечают» анионы соли, а за нейтрализацию добавленной щелочи – молекулы кислоты. Таким образом, для буферных растворов I типа справедливы заключения: Чем больше концентрация соли, тем большее количество кислоты можно добавлять к буферу без существенного понижения рН. Чем больше концентрация кислоты, тем большее количество щелочи можно добавлять к буферу без существенного повышения рН.

Механизм действия буферных систем II типа рассмотрим на примере раствора, содержащего аммиак и хлорид аммония. В водном растворе гидратная форма аммиака проявляет свойства частично распадающегося на ионы слабого основания, тогда как хлорид аммония является сильным электролитом, полностью диссоциирующим на ионы: NH3∙H2O ⇄ NH4+ + OH  NH4Сl → NH4+ + Cl  При добавлении сильной кислоты введенные в раствор ионы Н + реагируют с ионами ОН , образуя воду. При добавлении сильного основания равновесие диссоциации аммиака смещается влево, и добавленные в раствор ионы ОН  оказываются связанными в молекулы присутствующими в растворе катионами NH 4+ Итак, буферное действие осуществляется за счет связывания добавляемых в раствор ионов Н + или ОН  в малодиссоциированные соединения в результате реакций этих ионов с соответствующими компонентами буферной системы.

Количественные характеристики буферных систем 1. рН буферных растворов. уравнение Гендерсона-Гассельбаха Из уравнения Гендерсона-Гассельбаха следует, что: 1. Величина рН буферных растворов зависит от константы диссоциации кислоты или основания и от соотношения количеств компонентов, но практически не зависит от разбавления или концентрирования растворов. 2. Показатель константы диссоциации слабого электролита определяет область буферного действия раствора, т.е. тот интервал значений водородного показателя, в котором сохраняются буферные свойства системы. Поскольку буферное действие продолжается, пока не израсходовано 90% компонента (т.е. его концентрация не уменьшилась на порядок), то область (зона) буферного действия отличается от на 1 единицу:

2. Буферная емкость. Прибавлять кислоту или щелочь, существенно не меняя рН буферного раствора, можно лишь в относительно небольших количествах, так как способность буферных растворов сохранять постоянство рН ограничена. Величина, характеризующая способность буферного раствора противодействовать смещению реакции среды при добавлении кислот и щелочей, называется буферной емкостью (В). Различают буферную емкость по кислоте (Вк) и по щелочи (Вщ). Буферная емкость (В) измеряется количеством кислоты или щелочи (моль или ммоль эквивалента), добавление которого к 1 л буферного раствора изменяет рН на единицу.

Буферная емкость зависит от ряда факторов: 1. Чем больше абсолютное содержание компонентов пары основание/сопряженная кислота, тем выше буферная емкость буферного раствора. 2. Буферная емкость зависит от соотношения количеств компо-нентов буферного раствора, а следовательно, и от рН буфера. Буферная емкость максимальна при равных количествах компонентов буферной системы и уменьшается с отклонением от этого соотношения. 3. При различном содержании компонентов буферные емкости раствора по кислоте и по щелочи отличаются. Так, в буферном растворе I типа чем больше содержание кислоты, тем больше буферная емкость по щелочи, а чем больше содержание соли, тем больше буферная емкость по кислоте. В буферном растворе II типа чем больше содержание соли, тем больше буферная емкость по щелочи, а чем больше содержание основания, тем больше буферная емкость по кислоте.