Буферные смеси Кислотно-основные буферные растворы

Расчет рН буферных растворов
В основе расчета рН буферных систем лежит закон действующих масс для кислотно-основного равновесия.
Для буферной системы, состоящей из слабой кислоты и ее соли, например, ацетатной, концентрацию ионов H⁺ легко вычислить, исходя из константы равновесия уксусной кислоты:

CH₃COOH ↔ CH₃COO ^- + H⁺

(1).

Из (1) следует, что концентрация ионов водорода равна

(2)

В присутствии CH₃COONa кислотно-основное равновесие уксусной кислоты сдвинуто влево. Поэтому концентрация недиссоциированной уксусной кислоты практически равна концентрации кислоты, т.е. [СН₃COOH] = с_кисл.

Главный источник ацетат-ионов - сильный электролит CH₃COONa:

CH₃COONa → Na⁺ + CH₃COO^-,

Поэтому можно принять, что [CH₃COO^-] = с_соли. С учетом сделанных допущений уравнение (2) принимает вид:

.

Отсюда получают уравнение Гендерсона-Хассельбаха для буферных систем, состоящих из слабой кислоты и ее соли:

(3)

Для буферной системы, состоящей из слабого основания и его соли, например, аммиачной, концентрацию ионов водорода в растворе можно рассчитать исходя из константы диссоциации слабого основания.

NH₃×H₂O = NH₄OH ↔ NH₄⁺ + OH^-

(4)

Выразим концентрацию ионов OH ^- из ионного произведения воды

(5)

и подставим в (4).

(6)

Из (6) следует, что концентрация ионов водорода равна

(7)

В присутствии NH₄Cl кислотно-основное равновесие сдвинуто влево. Поэтому концентрация недиссоциированного аммиака практически равна концентрации аммиака, т.е. [NH₄OH] = с_осн.

Главный источник катионов аммония - сильный электролит NH₄Cl:

NH₄Cl → NH₄⁺ + Cl^-,

Поэтому можно принять, что [NH₄⁺] = с_соли. С учетом сделанных допущений уравнение (7) принимает вид:

(8)

Отсюда получают уравнение Гендерсона-Хассельбаха для буферных систем, состоящих из слабого основания и его соли:

(9)

Аналогичным образом можно рассчитать рН буферной системы, состоящей из смеси растворов солей многоосновных кислот различной степени замещения, например, фосфатной, состоящей из смеси растворов гидрофосфата (Na₂HPO₄) и дигидрофосфата (NaH₂PO₄) натрия. В основе ее действия лежит кислотно-основное равновесие:

H₂PO₄ ^- ↔ Н⁺ + HPO₄^2-

^{слабая кислота сопряженное основание}
(10)

Выразив из (10) концентрацию ионов водорода и сделав следующие допущения:

[H₂PO₄^-] = c (H₂PO₄^-); [HPO₄^2-] = c (HPO₄^2-), получим:

(11).

Прологарифмировав это выражение и поменяв знаки на противоположные, получим уравнение Гендерсона-Хассельбаха для рассчета рН фосфатной буферной системы

(12),

Где рК_b (H₂PO₄^-) - отрицательный десятичный логарифм константы диссоциации фосфорной кислоты по второй ступени; с (H₂PO₄^-) и с (HPO₄^2-) соответственно концентрации кислоты и соли.