9.9: Буфери

Буферні розчини, які мають величезне значення в контролі рН в різних процесах, можна зрозуміти з точки зору кислотно-лужної рівноваги. Буфер створюється у розчині, який містить як слабку кислоту, так і її кон'югатну основу. Це створює для поглинання надлишку Н ⁺ або постачання Н ⁺ для заміни того, що втрачається внаслідок нейтралізації. Розрахунок рН буфера простий за допомогою підходу до таблиці ICE.

Приклад$\PageIndex{1}$:

Що таке рН розчину, який становить 0,150 М в КФ і 0,250 М в ВЧ?

Рішення

Реакція інтересу

$$HF \rightleftharpoons H^+ + F^-$$

Давайте скористаємося таблицею ICE!

	$HF$	$H^+$	$F^-$
I початковий	0.250 М	0	0,150 М
C Change	-х	+х	+х
E рівновага	0,250 М - х	х	0,150 М+ х

$$K_a = \dfrac{[H^+][F^-]}{[HF]}$$

$$10^{-3.17} M = \dfrac{x(0.150 \,M + x)}{0.250 \,M - x}$$

Цей вираз призводить до квадратичного співвідношення, що призводить до двох значень,$x$ які зроблять його правдою. Відкинувши негативний корінь, що залишився корінь рівняння вказує

$$[ H^+]= 0.00111\,M$$

Отже, рН задається

$$pH = -log_{10} (0.00111) = 2.95$$

Для буферів, виготовлених з кислот з досить великими значеннями pK _a буферна задача може бути спрощена, оскільки концентрація кислоти та її кон'югатної основи буде визначатися їх дорівноважними значеннями. У цих випадках pH можна розрахувати за допомогою наближення Гендерсона-Хассельбальха.

Якщо розглядати вираз для$K_a$

$$K_a = \dfrac{[H^+][A^-]}{[HA]} = [H^+]\dfrac{[H^-]}{[HA]}$$

Взяття колоди обох сторін і множення на -1 врожайності

$$pK_a= pH - \log_{10} \dfrac{[A^-]}{[HA]}$$

Перестановка виробляє форму наближення Гендерсона-Хассельбальха.

$$pH= pK_a - \log_{10} \dfrac{[A^-]}{[HA]}$$

Слід зазначити, що таке наближення не вдасться, якщо:

1. то$pk_a$ занадто малий,
2. концентрації$[A^-]$ занадто малі, або
3. $[HA]$занадто малий,

оскільки концентрація рівноваги буде дико відхилятися від дорівноважних значень в цих умовах.