№1. Объяснить механизм действия любой буферной смеси при добавлении щелочи и сильной кислоты. №2. Найти pH буферной

Котенок

59

№1. Буферные смеси играют важную роль в поддержании постоянства pH растворов. Они состоят из слабой кислоты и ее соответствующей соли, либо из слабой основы и ее соответствующей соли. При добавлении щелочи или сильной кислоты в буферную смесь происходят следующие процессы:

- При добавлении щелочи, щелочь принимает протоны от слабой кислоты в буферной смеси, уменьшая концентрацию протонов в растворе. Это происходит из-за реакции:

\[HA + OH^- \rightarrow A^- + H_2O\]

Где HA - слабая кислота, OH^- - гидроксидные ионы, A^- - анион соответствующей соли. В результате увеличивается концентрация соответствующего аниона A^- и уменьшается концентрация слабой кислоты HA.

- При добавлении сильной кислоты, кислота отдает протоны в раствор, повышая концентрацию протонов. Это происходит из-за реакции:

\[HA + H^+ \rightarrow H_2A^+\]

Где HA - слабая кислота, H^+ - протон, H_2A^+ - катион соответствующей соли. В результате увеличивается концентрация катиона H_2A^+ и уменьшается концентрация слабой кислоты HA.

Таким образом, буферная смесь позволяет поддерживать относительно стабильный pH раствора при добавлении щелочи или сильной кислоты, благодаря ее способности принимать или отдавать протоны.

№2. Для нахождения pH буферной смеси нужно использовать уравнение Гендерсона-Хассельбаха:

\[pH = pKa + \log\left(\frac{{[A^-]}}{{[HA]}}\right)\]

Где pKa - логарифмическая кислотно-основная константа слабой кислоты, [A^-] - концентрация соответствующего аниона, [HA] - концентрация слабой кислоты.

В данной задаче [A^-] соответствует концентрации ацетата натрия, которая составляет 0,1 М, а [HA] соответствует концентрации уксусной кислоты, которая также равна 0,1 М.

Подставляя значения в уравнение, получаем:

\[pH = 4,74 + \log\left(\frac{{0,1}}{{0,1}}\right)\]
\[pH = 4,74 + \log(1)\]
\[pH = 4,74\]

Таким образом, pH буферной смеси, полученной путем смешивания 10 мл СН3СООН концентрацией 0,1 М и 5 мл ацетата натрия той же концентрации, равен 4,74.

№3. Аналогично предыдущей задаче, для вычисления pH буферного раствора, полученного путем смешивания равных объемов гидроксида аммония и хлорида аммония, также нужно использовать уравнение Гендерсона-Хассельбаха:

\[pH = pKa + \log\left(\frac{{[A^-]}}{{[HA]}}\right)\]

В данной задаче [A^-] соответствует концентрации аниона гидроксида аммония, которая составляет 0,05 М, а [HA] соответствует концентрации кислоты хлорида аммония, которая равна 0,075 М.

Подставляя значения в уравнение, получаем:

\[pH = 4,75 + \log\left(\frac{{0,05}}{{0,075}}\right)\]
\[pH = 4,75 + \log(0,6666...)\]
\[pH \approx 4,75 - 0,177\]
\[pH \approx 4,573\]

Таким образом, pH буферного раствора, полученного путем смешивания равных объемов гидроксида и хлорида аммония, равен примерно 4,573.

№4. При добавлении раствора соляной кислоты общая кислотность фосфатного буфера увеличивается из-за увеличения общего количества протонов в растворе. Соль фосфата Na2HPO4 может принять протоны и превратиться в кислоту H3PO4:

\[Na2HPO4 + H^+ \rightarrow H3PO4 + 2Na^+\]

Таким образом, концентрация активной кислотности увеличивается.

Однако, активная кислотность фосфатного буфера будет изменяться зависимо от изначальной концентрации кислоты и соли в буферной смеси, а также от добавляемого количества раствора соляной кислоты. Чтобы рассчитать точные изменения активной кислотности, необходимо знать конкретные значения концентраций и объемов растворов, а также учитывать реакции диссоциации кислоты и соли.