M. T. Gulamova analitik kimyo fanidan ma’ruza matni buxoro-2011 Taqrizchilar

2.6. Bufer eritmalar.
Analitik kimyoda ayrim tajribalarni, ayniqsa, tekshiriladigan eritmadan ionlarni cho’ktirishda, eritmadagi vodorod ionlari koncentraciyasi aniq va doimiy bo’lishi kerak. Shuning uchun analiz jarayoni [H⁺] ionlari koncentraciyasini doimiy saqlab turuvchi bufer eritmalar (boshqaruvchilar) ishlatiladi. Eritma suyultirilganda yoki eritmaga oz miqdorda kuchli kislota (yoki ishqor) qo’shilganda ham pH qiymati o’zgarmaydigan kuchsiz kislota va uning tuzidan yoki kuchsiz asos va uning tuzi aralashmalaridan, shuningdek ko’p asosli kislota tuzlari aralashmalaridan iborat bo’lgan eritmalar bufer eritmalar deyiladi. Bufer eritmalarga quyidagi aralashmalar kiradi:
HCOONa + HCOOH, CH₃COOH + CH₃COONa, NH₄OH + NH₄Cl,
Na₂HPO₄ + NaH₂PO₄ va boshqalar.
Bufer eritmalarning bufer ta`siri qo’shiladigan kislota yoki ishqorni Н⁺ yoki ОН^- ionlarini bog’lab, kuchsiz elektrolit hosil qilishiga asoslangan. Masalan, agar acetatli СН₃СООН + СН₃СООNa bufer eritmaga kislota qo’shilsa, quyidagicha reakciya boradi:

yoki ionli ko’rinishda

agar kuchli ishqor qo’shilsa, quyidagicha reakciya boradi:

yoki ionli ko’rinishda

Birinchi holda, kuchli kislota o’rniga kuchsiz kislota sirka kislota, ikkinchi holda esa sirka kislotaning Н⁺ kationi ishqorning ОН^- anionini bog’lab dissocilanmaydigan Н₂О molekulasini hosil qiladi.
Shuningdek, ammiakli bufer eritmalarning bufer ta`sirini quyidagi reakciyalar yordamida tushuntirish mumkin. Bufer eritmaga kuchli kislota, masalan, HCl ta`sir ettirilsa, suv va tuz hosil bo’ladi.

yoki ionli ko’rinishda



Bufer eritmaga kuchli ishqor, masalan, NaOH ta`sir ettirilsa, kuchsiz asos va tuz hosil bo’ladi.

yoki ionli ko’rinishda



Demak, bufer eritma ma`lum miqdorgacha kislota yoki ishqor qo’shilganda ham o’zining pH qiymatini saqlab qoladi.
Bufer eritmalar bufer sig’imi bilan harakterlanadi. Bufer eritmaning pH ini ko’pi bilan bir-birlikka o’zgartirish uchun unga qo’shish mumkin bo’lgan muayyan koncentraciyali (molь/l yoki g-ekv/l bilan ifodalangan) kuchli kislota yoki ishqorning eng ko’p miqdori bufer sig’imi deyiladi.
Bufer eritmalardan analizda foydalanishda quyidagilarni hisobga olish kerak:
1. Har qanday bufer eritma kislota yoki ishqor qo’shilganda rN ning doimiyligini saqlab turuvchi muayyan bufer sig’imiga ega bo’ladi.
2. Bufer eritmadagi komponentlarning koncentraciyasi qancha katta bo’lsa, bufer sig’imi shuncha katta bo’ladi. Masalan: 1 l HCI yoki ishqor 1 l ammoniyli bufer eritmaga qo’shilganda, o’zgargan pH ning qiymati 3-jadvalda keltirilgan.
3-Jadval

Qo’shilgan NaOH molь/l	Ammiakli bufer eritma рН n		Qo’shilgan HCI molь/l	Ammiakli bufer eritma рН n
	0,1 n	1 n		0,1 n	1 n
0,01 0,10 1.00	9,33 11,12 13,65	0,25 9,33 9,72	0,01 0,10 1,00	9,16 5,12 0,35	9,24 9,16 4,62

3. Tarkibida bir hil koncentraciyali kuchsiz kislota va uning tuzi yoki kuchsiz asos va uning tuzi bo’lgan eritmaning bufer sig’imi eng yuqori bo’ladi.

4. Bufer eritmaga kislota yoki ishqor qo’shilgan sari eritmaning rN o’zgarishiga turg’unligi kamayib boradi.
Masalan: 1 l 0,1 n acetatli bufer eritmaga HCI yoki NaOH qo’shilganda рН ning (o’rtacha) o’zgarishi quyidagicha bo’ladi:
0,00 - 0,02 molь HCI yoki NaOH - 0,085 рН birligi
0,02 - 0,05 mоlь HCI yoki NaOH - 0,10 рН birligi
0,05 - 0,10 mоlь HCI yoki NaOH - 0,28 рН birligi
Kimyoviy analizda ishlatiladigan bufer eritmalarning pH qiymatini nazariy hisoblash mumkin. Kuchsiz kislota va uning tuzi aralashmasidan iborat bufer eritmadagi [H⁺] - ionlarining koncentraciyasi
( 1 )
formula bilan hisoblanadi.
Bu tenglama logarifmlab olinsa, shu eritmada vodorod ko’rsatkichini hisoblash formulasi kelib chiqadi:
( 2 )
Kuchsiz asos va uning tuzi eritmasi uchun eritmaning pOH, pH - qiymatlari quyidagicha hisoblanadi:


Bufer eritmalar kimyoviy analizda keng ishlatiladi, ayniqsa, reakciyani aniq bir pH qiymatida olib borishda. Masalan:
1) ammiakli bufer erit (NH₄OH + NH₄Cl, pH = 9,2) II guruh kationlarini guruh reagenti ta`sirida cho’ktirishda;
2)Ba<sup>2+</sup>, Sr<sup>2+</sup>, Ca<sup>2+</sup> ionlarini Mg<sup>2+</sup> ionidan ajratishda;
3) Ba<sup>2+</sup> ionini ионини K<sub>2</sub>Cr<sub>2</sub>O<sub>7</sub> bilan cho’ktirishda ;
4)III guruh kationlarini cho’ktirishda va Al<sup>3+</sup>, Cr<sup>3+</sup> ionlarini gidroksidlar ko’rinishida ajratishda;
5) formiatli bufer eritma (HCOOH + HCOONa pH  2). Zn<sup>2+</sup> ionini Co<sup>2+</sup>, Ni<sup>2+</sup>, Mn<sup>2+</sup>, Fe<sup>2+</sup>, Fe<sup>3+</sup>, Al<sup>3+</sup>, Cr<sup>3+</sup> ionlari bilan birgalikda sulьfidlar holida cho’ktirib, ajratishda;
6)fosfatli bufer eritma (Na<sub>2</sub>HPO<sub>4</sub> + NaH<sub>2</sub>PO<sub>4</sub> pH 8) oksidlanish - qaytarilish reakciyalarini bajarishda.
2.7. Tuzlarning gidrolizi
Analitik reakciyalar tuz hosil bo’lishi, ya`ni ularning bir turdan boshqasiga o’tishi bilan boradi. Shu sababli tuzlarning suvli eritmalardagi holati va ular bilan bog’liq bo’lgan kimyoviy jarayonlarni, ayniqsa, tuzlarning gidrolizini etarlicha o’rganish zarur. Gidroliz eritmadagi tuz ionlari bilan suv molekulalarining o’zaro ta`siri natijasida kuchsiz elektrolitlar hosil bo’lishi jarayonidir. Gidroliz natijasida ko’pincha eritmaning muhiti (pH i) o’zgaradi. Gidroliz jarayonida eritmada kuchsiz asos, kuchsiz kislota, gidrokso-tuzlar, kam eriydigan birikmalar, ba`zan kompleks birikmalar hosil bo’ladi. Natijada gidroliz tufayli suvning dissocilanish muvozanati:
2H₂O ↔ H₃O⁺ + OH^- yoki H₂O ↔ H⁺ + OH^-
u yoki bu tomonga siljiydi. Buni quyidagi hollarda ko’rish mumkin:
Agar suvning H⁺ - ionlari tuz ionlari bilan biriksa, eritmada OH^- ionlari miqdori oshib ketadi ([H⁺] < [OH^-]), bunda muhit ishqoriy bo’lib qoladi (pH>7). Agar tuz ionlari o’ziga OH^- ionlarini biriktirib olsa, eritmada H⁺ ionlari ko’payib, ([H⁺] > [OH^-]) eritma kislotali muhit namoyon qiladi (pH < 7).
Uch hil tuzlar gidrolizga uchraydi: a) kuchsiz asos va kuchli kislotadan hosil bo’lgan tuzlar gidrolizi, kation bo’yicha gidroliz (NH₄CI, ZnCI₂, FeSO₄, MnCI₂, AICI₃ va boshqalar) deb aytiladi. Bunday tuzlar suvda eritilganda tuz kationlari suv molekulasining OH^- ionlari bilan bog’lanib , kuchsiz elektrolit hosil qiladi. Eritmada H⁺ ionlari yig’ilib, eritma kislotali muhitga ega (pH<7) bo’ladi. Masalan:
NH₄Cl + H₂O ↔ NH₄OH + HCl (molekulyar tenglama)
NH⁴⁺ + H₂O ↔ NH₄OH + H⁺ (ionli tenglama)
Tuz tarkibidagi kation (Cu²⁺, Fe³⁺, Zn²⁺, Cr³⁺, Bi³⁺, Co²⁺, Ni²⁺) ko’p zaryadli bo’lsa gidroliz bosqichma - bosqich boradi. Asosan birinchi bosqich amalga oshadi:
FeCl₂ + H₂O ↔ FeOHCl + HCl (1 bosqich)
Fe⁺² + H₂O ↔ FeOH⁺ + H⁺
Ikkinchi va keyingi bosqichlar tashqi ta`sir (qizdirish, elektrolitlar) tufayli borishi mumkin:
FeONCl + H₂O ↔ Fe(OH)₂ + HCl
FeON⁺ + H₂O ↔ Fe(OH)₂ + H⁺ (2 bosqich)
b) kuchli asos va kuchsiz kislotadan hosil bo’lgan tuzlar gidrolizi , anion bo’yicha gidroliz (Na₂CO₃, KCN, Na₂S, CH₃COONa, K₂S va boshqalar) deb aytiladi. Gidroliz natijasida OH- ionlari yig’ilib eritma muhiti ishqoriy (pH>7) bo’ladi.
Masalan: Na₂CO3+H₂O ↔ NaHCO₃ +NaOH (1 bosqich)
CO₃^-2 +H₂O ↔ HCO^3- + OH^-
NaHCO₃ + H₂O ↔ H₂CO₃ + NaOH (2 bosqich)
NCO^3- + H₂O ↔ H₂CO₃ + OH^-
v) kuchsiz asos va kuchsiz kislotadan hosil bo’lgan tuzlar gidrolizi, ham kation,ham anion bo’yicha gidroliz ((NH₄)₂CO₃, CH₃COONH₄, (NH₄)₂S va boshqalar) deb aytiladi. Bunday tuzlar eritmada suv molekulasidagi H⁺ va OH^- ionlari bilan bog’lanadi. Gidroliz natijasida hosil bo’lgan elektrolitlarning dissocilanish konstantasining qiymatiga qarab eritma muhiti neytral, kuchsiz kislotali yoki kuchsiz ishqoriy bo’lishi mumkin. Masalan: