Все, что написано ниже, написано только «для общего представления», для того, чтобы вы понимали происходящие процессы. Если Вы заинтересовались, то путь в библиотеку никому не заказан. Автор сознательно ограничился рамками школьного курса химии и физики и не приводит формул. Все, что написано – верно. Но верно «не совсем», часто с уточнениями, не вносящими принципиальных изменений в смысл. Так при рассмотрении диссоциации автор не выходил за рамки представлений Арениуса. Те, кто слышал о Дебае и Гюккеле, не нуждаются в чтении данного текста. По мере возможности автор стремился сохранить строгость формулировок и толкования происходящих процессов, но только там, где это возможно без ущерба доступности изложения Если Вы заметили принципиальные неточности, то пишите. Напомню, что данный текст написан не в качестве попособия по физической химии или электрохимии, а только для облегчения понимания материалов, размещенных на сайте.
- Растворы
- Полярность
- Растворимость газов в воде
- Диффузия
- Осмотическое давление
- Электролитическая диссоциация
- "Ионный антагонизм"
- Равновесие химических реакций
- Протолитическая теория кислот и оснований
- Понятие о pH
- Реакция среды в растворах различных солей
- Буферные растворы
Растворы
Мы занимаемся аквариумистикой. Заглянем в словарь: «аквариум – искусственный водоем или стеклянная емкость с водой для содержания рыб, водных животных и растений». При всей ограниченности данного определения оно верно. Обращает на себя внимание то, что аквариум – водоем, емкость с водой – сиречь «водоемкость». Что же мы знаем о свойствах аквариумной воды?
Мы занимаемся аквариумистикой. Заглянем в словарь: «аквариум – искусственный водоем или стеклянная емкость с водой для содержания рыб, водных животных и растений». При всей ограниченности данного определения оно верно. Обращает на себя внимание то, что аквариум – водоем, емкость с водой – сиречь «водоемкость». Что же мы знаем о свойствах аквариумной воды?
В аквариуме вода не чистая, она содержит примеси, то есть представляет из себя раствор.
Вспомним, что такое раствор. Растворы – гомогенные (однородные) системы, состоящие из двух и более веществ, состав которых может меняться в широких пределах. Отличие растворов от химических соединений в том, что в растворах вещества взаимодействую с помощью так называемых вандеравальсовых сил (вспомните школьный курс физики, не зря же учили) или образуется водородная связь. Растворимое вещество иногда может растворяться в растворителе в любых пропорциях (например ацетон), но чаще от следовых количеств до определенного порога (предельной растворимости) при данных условиях.
Главное свойство растворов, отличающее их от простой смеси веществ – гомогенность. Растворы бываю разными: газовыми (воздух), жидкими, твердыми. Мы имеем дело с жидким раствором. Раз есть раствор, значит есть и растворитель. Растворителем называют вещество, которое в процессе растворения не меняет своего агрегатного состояния или имеется в растворе в преобладающем количестве.
Мы имеем дело с одним растворителем – водой. В процессе растворения происходит не простое механическое перемешивание, а взаимодействие молекул растворителя с молекулами (атомами или ионами) растворяемого вещества, которое называется гидратацией, соответственно получившиеся в результате гидратации химические вещества называются гидратами. Чаще всего гидратация сопровождается тепловыми эффектами (либо выделением тепла, либо поглощением его). При растворении меняются физические свойства самого растворителя. Раствор имеет иную удельную плотность, температуры кипения, замерзания, удельную теплоемкость, электропроводность и так далее.
Характеристикой раствора является концентрация растворенного вещества (концентрации растворенных веществ). Концентрация – количественная величина, указывающее количество растворенного в определенном количестве растворителя и или определенном объеме раствора.
Прежде, чем пользоваться рецептами из аквариумной литературы следует себе четко уяснить, какими единицами пользуются авторы.
Чаще всего в технике пользуются весовыми процентами (процент – «на сотню»). Количество процентов растворенного вещества показывает какое количество весовых единиц его содержится в 100 весовых единицах раствора.
В лабораторной практике часто используют иные проценты, когда количество раствора измеряют не в весовых, а объемных единицах, то есть процент показывает сколько грамм растворимого вещества содержится в 100 мл раствора. В таком случае раствор готовят просто: взвешивают требуемое количество растворяемого вещества, насыпают его в мерной емкости, наливают воды на три четверти требуемого объема, растворяют вещество, затем доливают водой до требуемого объема.
Так же часто пользуются мольными долями (мольными процентами). Напомню, что молем (грамм-молекулой) вещества называют такое количество вещества, вес которого совпадает с молекулярной массой. В аналитической химии чаще всего используют молярную концентрацию или мольность. Мольность показывает какое количество молей вещества растворено в 1 литре воды. Так одно-молярный раствор серной кислоты содержит 98г абсолютной (стопроцентной) серной кислоты, соответственно 0.1 молярный – 9.8. Есть еще одна единица – грамм-эквивалент, который равен численно эквивалентному весу вещества (эквивалентный вес – весовое количество вещества, равноценное в реакционном отношении восьми весовым частям кислорода или 1.008 весовым частям водорода). Растворы, содержащие 1 грамм-эквивалент вещества называют нормальными. Этими единицами пользуются потому, что вещества реагируют в количествах, пропорциональных их эквивалентам. Если Вам захочется узнать подробный состав воды в ваших аквариумах, то вы приобрет?те учебник аналитической химии, а там скорее всего многие методики будут использовать растворы, концентрация которых выражена в таких единицах. В том же учебнике скорее всего будут таблицы с грамм-эквивалентами необходимых веществ
Полярность
Молекулы веществ несимметричны, вследствие чего чаще всего заряды молекуле распределены неравномерно. «Полярность» базируется на понятии диполя, который можно представить себе как расположенных на определенном расстоянии друг от друга положительно и отрицательно заряженных частиц равного заряда. В целом диполь нейтрален, но гетерогенен по заряду (вспомните магнит с его «полюсами»). Химическая связь в молекуле может быть полярной. В двухатомных молекулах полярность связи совпадает с молярностью молекулы. В многоатомных молекулах их полярность зависит от полярности связей и от их взаимного расположения. Наш растворитель – вода, имеющая две полярные связи с углом между ними в 104.5 градусов. Поэтому молекула воды обладает значительной полярностью и вода является полярным растворителем. Молекулы полярных растворов взаимно ориентируются. При растворении в воде каждый ион или полярная молекула окружаются ориентированными соответствующим образом молекулами воды, то есть образуется гидратная оболочка, соответственно сам процесс называется гидратацией. Гидраты менее прочны, чем химические соединения.
Растворение обусловлено взаимодействием молекул растворителя и растворяемого вещества. При растворении тратится энергия на отрыв молекул растворяющегося вещества, при гидратации энергия выделяется. От отношения этих энергий зависят тепловые эффекты при растворении. Часто наблюдается еще один эффект – контрактация, заключающаяся в уменьшении суммарного объема растворителя и растворяемого вещества.
к началу страницы
Растворимость газов в воде
Растворимость газов в жидкостях зависит от самого газа, температуры, давления и способности газов взаимодействовать с растворителем. Так аммиак взаимодействует с водой, поэтому хорошо в ней растворяется.
Вот растворимости некоторых газов в воде при температуре 18С и давлении в 1 атмосферу:
| Газ | Растворимость в 1 объеме воды |
|---|---|
| Азот | 0.01698 |
| Кислород | 0.03220 |
| Двуокись углерода | 0.928 |
| Хлор | 2.40 |
| Аммиак | 748.80 |
Зависимость растворимости газов от давления сформулировал Генри в своем законе: растворимость прямо пропорциональна давлению коэфиценту пропорциональности, зависящему от природы газа. Подсчитайте, сколько объемов кислорода и азота будет растворено в воде при атмосферном давлении с учетом того, что в воздухе его примерно пятая часть.
Зависимость растворимости некоторых газов при давлении в 1 атмосферу от температуры приведена ниже (растворимость указана в см3/л):
| Газ | Температура | |||||
|---|---|---|---|---|---|---|
| 0°C | 10°C | 20°C | 30°C | 40°C | ||
| Углекислый газ | CO2 | 1730.0 | 1310. | 1050.0 | 850.0 | 710.0 |
| Хлор | Cl2 | 1.44 | 0.95 | 0.71 | 0.56 | 0.48 |
| Кислород | O2 | 48.9 | 38.0 | 31.0 | 26.1 | 23.1 |
| Азот | N2 | 22.3 | 18.3 | 15.1 | 12.8 | 11.0 |
Растворимость газов зависит и от растворенных электролитов, но мы имеем дело с сильно разбавленным раствором, погрешность незначительна, рассматривать этот вопрос не будем.
И все же рассмотрим сколько каких газов в аквариумной воде.
Газы в воду попадают в основном из воздуха или являются продуктами жизнедеятельности гидробионтов. Посмотрим, что содержится в воздухе. Состав сухого атмосферного воздуха приведен в таблице:
| Газ | Содержание в % | |
|---|---|---|
| по обьему | по весу | |
| N2 | 78.09 | 75.7 |
| O2 | 20.95 | 23.1 |
| Ar | 0.93 | 1.29 |
| CO2 | 0.03 | 0.05 |
Пусть атмосферное давление будет «стандартным». Парциальные давления газов будут пропорциональны их объемному содержанию воздуха, а растворятся газы будут в «как велел отец закона растворимости газов Генри». Если атмоферное давление принять за единицу, то парциальные давления будут долями единицы. Соответсвенно, растворенные объемы газов будут равны произведению растворимости на долю газа в атмосферном давлении. С учетом разной растворимости объемная доля газов в общем объеме будет иной чем в воздухе. Теперь вспомним, что в моле разных газов содержится одинаковое количество молекул, вес моля равен моллекулярной массе, а объем составляет 22.4 литра (при нормальных условиях). Можно определить массы растворенных в литре воды газов:
| Газ | Объемные проценты в воздухе | Объем газа, растворенного в воде (мл/л) | Объемные проценты газа в воде |
|---|---|---|---|
| N2 | 78.09 | 11.79 | 63.39 |
| O2 | 20.95 | 6.49 | 34.91 |
| CO2 | 0.03 | 0.32 | 1.69 |
Теперь представим себе, что в аквариум из «бражечного бурбулятора» подается углекислота. Раз она пробулькивает через распылитель, то его давление заведомо выше атмосферного. Следовательно растворяться в воде его будет больше чем из воздуха. Уж эти расчеты сделайте сами.
Теперь самостоятельно расчитайте какие объемы газов будут растворены в 1 литре водопроводной хлорированной воды при 10 градусах Цельсия и 20 градусах. Разница объемов составляет содердимое тех самых пузырьком, которые образуются в водопроводной воде при отсативании. Если мы умываемся теплой водой, то обычнно смешиваем горячую воду с холодной. Допустим, что температура смешанной воды 50 градусов. Тогда растворимость хлора стала в 3.8 раза меньшей. «Излишний» хлор выделяется из воды. Появляется неприятный тошнотворный запах. Не бойтесь, это не запах «плохой горячей воды».
к началу страницы
Диффузия
Если в воду кинуть кристалл поваренной соли, то через некоторое время он исчезнет, а концентрация соли по всему раствору будет одинаковой. Что же происходит? Кристалл постепенно растворяется. Молекулы соли (пока не будем касаться диссоциации) не будут оставаться на месте. При хаотичном тепловом движении молекулы соли вскоре окажутся равномерно распределены по всему раствору. Самопроизвольный процесс переноса вещества, следствием которого является процесс выравнивания концентрации данного вещества по всему объему называется диффузией. Наибольшей будет скорость диффузии в газах, наименьшей в твердых веществах. Скорость диффузии растет с температурой, градиентом концентрации и падает с ростом молекулярного веса вещества.
к началу страницы
Осмотическое давление
Если на границе растворов вещества с разной концентрацией (которая может в одном из растворов быть равной нулю) поставить мембрану, пропускающие только молекулы растворителя и не пропускающие растворенное вещество (такие мембраны называют полупроницаемыми), то растворитель будет диффундировать, стремясь выровнять концентрации растворенного вещества по обе стороны мембраны. Процесс самопроизвольной односторонней диффузии растворителя через полупроницаемую мембрану называют осмосом.
Если создать над раствором с меньшей концентрацией повышенное давление, то при определенной его величине процесс осмоса остановится. Гидростатическое давление, которое надо приложить к раствору чтобы задержать осмос называют осмотическим давлением. При постоянной концентрации растворенного вещества осмотическое давление прямо пропорционально температуре. При постоянной температуре осмотическое давление пропорционально концентрации растворенного вещества (если говорить строго, то градиенту концентрации). Ясно, что одинаковое осмотическое давление может быть у растворов различных веществ. Такие растворы называют изотоничными. В биологии часто работают с различными растворами. Если осмотическое давление раствора совпадает с осмотическим давлением биологических сред исследуемых объектов, то такой раствор называют изотоническим. Если больше – то гипертоническим, если меньше – гипотоническим. Каждый гидробионт способен жить в растворах с определенными значениями осмотического давления. Вредно и резкое изменение осмотического давления среды обитания. Степень чувствительности к колебаниям осмотического давления у разных организмов разная. Особо чувствительные ослабленные болезнью рыбы. Помните об этом при обработке рыб в крепких растворах. Может быть стоит ввести промежуточные растворы?
к началу страницы
Электролитическая диссоциация.
Сначала рассмотрим основные понятия:
Ионы – образующиеся в результате потери или присоединения одного или нескольких электронов из атомов или химически связанных групп атомов заряженные частицы. Положительно заряженные частицы называют катионами, соответственно отрицательно заряженные – анионами.
Электролитическая диссоциация – процесс, в котором вещества при взаимодействии с растворителем распадаются на ионы.
Под электролитами в узком смысле (а в широком и рассматривать не будем) понимают соли, которые при растворении способны диссоциировать на ионы, являющиеся проводниками электрического тока.
Вот основные положения теории Арениуса:
-
Электролиты, растворяясь диссоциируют на противоположно заряженные частицы - ионы. При этом кислоты диссоциируют на положительные ионы водорода и отрицательные ионы кислотного остатка:
HCl = H+ + Cl-
Основания на положительные ионы металла и отрицательные гидроксид-ионы:
KOH = K+ + OH-
Соли сильной кислоты и сильного основания на положительные ионы металла и отрицательные кислотного остатка:
KCl = K+ + Cl-
Кислые соли (сильного основания и слабой кислоты) на ионы металла, кислотного остатка и ионы водорода:
KH2PO4 = K+ + 2H+ + PO43-
Основные соли (сильной кислоты и слабого основания) на ионы металла, кислотного остатка и гидроксил-иона:
Al(OH)SO4 = Al3+ + SO4+ + OH-
(Советую обратить внимание на два последних пункта, которые нам пригодятся при рассмотрении буферных систем).
-
Электролиты при растворении диссоциируют не полностью. Доля распавшихся на ионы молекул характеризуется степенью электролитической диссоциации. Арениус разделил электролиты на сильные, с количеством диссоциирующих молекул более 30%, слабые с количеством диссоциирующих молекул менее 5% и электролиты средней силы.
Свойства растворов электролитов определяются суммой ионов и недиссоциированных молекул.
Автор теории рассматривал ионы как частицы, невзаиомедействующие с растворителем. В реальности это не так. Диссоциируют все растворенные молекулы, причины «силы» электролитов иные. Тем не менее для наших целей достаточно теории Арениуса.
к началу страницы
«Ионный антагонизм»
Первоначально считалось, что для жизни водных организмов достаточно поместить их в растворы, изотоничные их среде обитания. Но выяснилось, что при помещении морских организмов в изотоничный морской воде раствор хлористого натрия они погибают. Еще быстрее они погибают в изотоничном растворе хлористого кальция, то есть он более «ядовит». Тем не менее, если смешать в определенной пропорции эти соли поместить морской организм в изотоничный раствор их смеси, то смерти уже не будет. То есть роль солей не сводится к поддержанию осмотического давления. Ионы двухвалентных металлов «нейтрализуют ядовитость» ионов одновалентных металлов и наоборот. Так родилось понятия об ионном антагонизме.
На самом деле все гораздо сложнее, чем простой антагонизм. В живых клетках действуют «ионные насосы» (это процессы, в которых через мембрану обмениваются ионы), такие как натрий-калиевый, натрий-кальциевый и другие. Ионы кроме того могут активировать многие ферментные системы, вступать взаимодействие с мембранами, рецепторами. При этом существует конкурентный механизм.
Известно много пар «антагонистов». Так ион молибдена образует более прочную связь с фосфат-ионом, чем ион железа и в большей степени связывается с этим ионом. Тем самым он защищает ион железа от образования малорастворимого комплекса и повышает его доступность для водных организмов.
Заинтересовавшихся отошлю к учебникам химии.
Равновесие химических реакций
Значительная часть химических реакций протекает так, что исходные вещества полностью превращаются в конечные продукты. Такие реакции называют необратимыми.
Такие реакции Вы наблюдали на лабораторных работах на уроках химии, например:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2
Есть же иные реакции, в которых процесс протекает в обоих направлениях. Такие реакции называют обратимыми химическими реакциями.
Примером служит типичная реакция, идущая в аквариумной воде:
Ca(HCO3)2 <=> CaCO3 + CO2 + H2O
Напомню, что реакция идет в обе стороны. При этом в конкретных условиях быстро устанавливается равновесие между идущими в обе стороны реакции, то есть скорости реакций уравниваются. Гульберг и Вааге сформулировали закон, в соответствии с которым, скорость химической реакции пропорциональна действующим массам взаимодействующих веществ. При этом под действующими массами понимаются молярные концентрации веществ, участвующих в реакции. Коэфицент пропорциональности называется константой скорости химической реакции.
Равновесие обратимой химической реакции является динамическим и зависит от внешних условий (концентрации веществ, температуры, давления). Ле Шателье сформулировал зависимость химического равновесия от внешних условий: в равновесной системе при изменении одного из ее параметров (температуры, давления, концентрации) происходит сдвиг равновесия в направлении процесса, ведущего к ослаблению произведенного воздействия.
При увеличении концентрации одного из компонентов равновесной системы приводит к сдвигу равновесия в сторону той реакции, в которой потребляется этот компонент. И, наоборот, при уменьшении концентрации одного из компонентов приводит к сдвигу равновесия в сторону реакции, ведущей к образованию этого компонента. Вы можете самостоятельно посмотреть как идет приведенная выше реакция в аквариумной воде в зависимости от концентрации углекислого газа.
Есть общее правило о влиянии температуры: повышение температуры сдвигает равновесие в сторону эндотермической реакции и уменьшение в сторону экзотермической.
Давление оказывает заметное влияние на те реакции, в ходе которых образуются газообразные продукты.
Закон действующих масс применим и к процессу диссоциации слабых электролитов. В этом случае константа равновесия реакции будет называться константой диссоциации. Эта константа не зависит от концентрации раствора, но зависит от температуры. У слабых кислот эта константа мала, что для нас означает наличие преимущественно недиссоциированных молекул кислоты. Данное свойство активно используется в так называемых буферных системах.
Протолитическая теория кислот и оснований
Исключительную роль в реакциях, происходящих в растворах, играет протон. Это вызвано тем, что протон – единственный положительный ион сравнительно малого радиуса. Он представляет из себя ядро атома водорода без электронной оболочки. Поскольку его радиус намного меньше радиусов остальных положительных ионов, постольку и сила его взаимодействия намного больше. Кислоты и щелочи в неводных растворах могут вести себя иначе, чем мы привыкли. Некоторые соединения ведут себя как кислоты или щелочи. Так карбонаты ведут себя как щелочи, хотя иона OH- не имеют:
CaCO3 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + H2O + CO2 (обратите внимание на эту реакцию, как имеющую значение для аквариумных буферных систем)
Эти нетипичные реакции породили теорию, согласно которой вещество, способное отдавать протоны, называется кислотой, а вещество, способное присоединять протоны, называется основанием.
В водных растворах свободный протон сколько нибудь заметное время в чистом виде не существует. Он быстро реагирует с молекулой воды, образуя ион гидрокосония
H+ + H2O = H3O+
Протон выступает как кислота, а вода как основание. Как кислота вода выступает в другой реакции (идущей и в аквариуме):
H2O + NH3 = NH4+ + OH-
Понятие о pH
Вода сама диссоциирует на ионы:
H2O = H+ +OH-
То есть вода способна выступать и как кислота, и как основание (и в силу традиционных воззрений, и в силу того, что ион ОН- способен присоединять протон). Вода диссоциирует слабо, только один ион из 555 млн. при 22 градусах Цельсия представлен в ионизированной форме. При данных условиях ионный коэфицент воды (отношение произведений протонов и гидроксид-ионов к количеству недиссоциированных молекул) составляет 10-14. Если в воде растворить кислоту, то повысится содержание протонов, но ионное произведение воды - величина при данных условиях постоянная. Следовательно понизится содержание гидроксид-ионов. При растворении щелочи будет повышаться содержание гидроксид-ионов, следовательно снизится концентрация протонов.
Свойства кислот определяются наличием протонов, свойства же щелочей в водных растворах наличием гидроксид-ионов, способных присоединять протон. Поэтому, если в растворе содержится больше протонов, то такой раствор называют кислым, если гидроксид-ионов – щелочным. Если же концентрации их равны, то раствор называют нейтральным. Концентрации этих ионов выражаются большими отрицательными числами, что неудобно на практике. Учитывая же фиксированность их общего числа при данных условиях можно оперировать только количеством протонов или гидроксил-ионов.
На практике принято пользоваться для характеристики свойств растворов показателем водородных ионов pH (potenz H+), численно равному отрицательному десятичному логарифму конентрации водородных ионов, выраженному в грамм-ионах на литр. Для чистой воды при 22 градусах Цельсия значения pH равно 7, кислые растворы имеют значение pH меньше 7, основные – больше. При изменении показателя pH на 1 единицу, концентрация вобородных ионов меняется в 10 раз, соответсвенно при изменении на 2 единицы в 100 раз и так далее. Не забывайте об этом. Рыбы и растения не любят резкой смены условий (именно таковой в основном обусловлена и, так называемая, «криптокориновая болезнь»). При посадке рыб на нерест в воду с резко отличающейся кислотностью имеет смысл ввести промежуточное содержание в смеси воды из аквариума, в котором содержатся производители, и воды нерестовика как перед нерестом, так и после нереста.
Реакция среды в растворах различных солей
Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой: вследствие гидролиза мы имеем растор сильного основания и слабой кислоты с общей щелочной реакцией, так как слабая кислота связывается с протоном. Связанная слабая кислота диссоциирует неполностью, поэтому потребляются протоны диссоциированой воды на связь с кислотным остатком и образуется избыток гидроксид-ионов.
Соль, образованная сильной кислотой и слабым основанием при диссоциации образует избыток водородных ионов.
Соль, образованная слабой кислотой и слабым основанием при диссоциации дает слабое основание слабую ксилоту с реакцией, близкой с нейтральной. pH раствора зависит от соотношения констант диссоциации ксилоты и основания.
Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой при диссоциации не обраузут слабодисооциирующих кислот и оснований или слаборастворимых соединений. Поэтому растворы их остаются нейтральными.
Буферные растворы
Некоторые смеси солей слабых кислот или оснований или их смеси с кислотами обладают свойством удерживать значение кислот при добавлении в раствор небольших количеств кислот или оснований. Такое свойство назевают буферностью смеси растворов.
Рассмотрим ацетатную буферную смесь, состояющую из раствора уксусной кислоты и ее натриевой соли (ацетата натрия). Уксусная кислота является слабой кислотой и диссоциирует слабо. Ацетат натрия хорошо растворяется в воде, а при его диссоциации образуется ион натрия и кислотный остаток уксусной кислоты (ацетат-ион):
CH3COOH = CH3COO- + H+
CH3COONa = CH3COO- + Na+
При диссоциации ацетата натрия образуется тот же ацетат-анион, что и при диссоциации уксусной кислоты. Поэтому при диссоциации уксусной кислоты равновесие сдвигается в сторону недиссоциацированных молекул. При достаточной концентрации ацетата натрия концентрация ацетат-аниона будет достаточной для того, чтобы практически все молекулы уксусной кислоты были недиссоцированными.
Добавим к ацетатной буферной системе небольшое количество едкого натра, который прореагирует с уксусной кислотой с образованием ацетата натрия. Щелочь заменяется слабоосновной солью. Расходовалась недиссоциированная уксусная кислота. Поэтому pH буферной системы практически не изменится.
Добавим к буферной системе соляную кислоту. Поисходит реакция обмена с образованием хлористого натрия и уксусной кислоты. Не будем «вдаваться в дебри» и поминать закон Освальда. Достаточно вспомнить, что вследствие большого количества ацетат-аниона уксусная кислота в смеси практически не диссоциирует. Таким образом pH опять практически не изменится.
Буферная емкость системы зависит от соотношения компонентов системы и концентрации их. С разведением буферных растворов падает буферная емкость, но почти не меняется кислотность раствора.