Аммиачно ацетатный буфер. Аммиачная буферная система состоит из двух составных частей. Применение буферных растворов в химическом анализе

Одним из основных свойств живых организмов является поддержание кислотно-основного гомеостаза на определенном уровне. Протолитический гомеостаз – постоянство рН биологических жидкостей, тканей и органов. Это находит выражение в достаточно постоянных значениях рН биологических сред (крови, слюны, желудочного сока и т.д.) и способности организма восстанавливать нормальные значения рН при воздействии протолитов. Система, поддерживающая протолитический гомеостаз, включает в себя не только физиологические механизмы (легочную и почечную компенсацию), но и физико-химические: буферное действие, ионный обмен и диффузию.

Буферными растворами называются растворы, сохраняющие неизменными значения рН при разбавлении или добавлении небольшого количества сильной кислоты или основания. Протолитические буферные растворы представляют смеси электролитов, содержащие одноимённые ионы.

Различают в основном протолитические буферные растворы двух типов:

Кислотные т.е. состоящие из слабой кислоты и избытка сопряженного с ней основания (соли, образованной сильным основанием и анионом этой кислоты). Например: СН 3 СООН и СН 3 СООNa - ацетатный буфер

СН 3 СООН + Н 2 О ↔ Н 3 О + + СН 3 СОО - избыток сопряженного

основания

СН 3 СООNa → Na + + CH 3 COO -

Основные, т.е. состоящие из слабого основания и избытка сопряженной с ним кислоты (т.е. соли, образованной сильной кислотой и катионом этого основания). Например: NH 4 OH и NH 4 Cl – аммиачный буфер.

NH 3 + H 2 O ↔ OH - + NH 4 + избыток

Основание

сопряженной

NH 4 Cl → Cl - + NH 4 + кислоты

Уравнение буферной системы рассчитывается по формуле Гендерсона-Гассельбаха:

рН = рК + ℓg , pOH = pK + ℓg
,

где рК = -ℓg К Д.

С – молярная или эквивалентная концентрация электролита (C = V N)

Механизм действия буферных растворов

Рассмотрим его на примере ацетатного буфера: СН 3 СООН + СН 3 СООNa

Высокая концентрация ацетат-ионов обусловлена полной диссоциацией сильного электролита – ацетата натрия, а уксусная кислота в присутствии одноименного аниона существует в растворе практически в неионизированном виде.

При добавлении небольшого количества хлороводородной кислоты, ионы Н + связываются с имеющимся в растворе сопряженным основанием СН 3 СОО - в слабый электролит СН 3 СООН.

CH 3 COO ‾ +H + ↔ CH 3 COOH (1)

Из уравнения (1) видно, что сильная кислота НС1 заменяется эквивалентным количеством слабой кислоты СН 3 СООН. Количество СН 3 СООН увеличивается и по закону разбавления В. Оствальда степень диссоциации уменьшается. В результате этого концентрация ионов Н + в буфере увеличивается, но очень незначительно. рН сохраняется постоянным.

При добавлении кислоты к буферу рН определяется по формуле:

рН = рК + ℓg

При добавлении к буферу небольшого количества щелочи протекает реакция её с СН 3 СООН. Молекулы уксусной кислоты будут реагировать с гидроксид-ионами с образованием Н 2 О и СН 3 СОО ‾:

CH 3 COOН + OH ‾ ↔ CH 3 COO ‾ + H 2 O (2)

В результате этого щелочь заменяется эквивалентным количеством слабоосновной соли CH 3 COONa. Количество СН 3 СООН убывает и по закону разбавления В. Оствальда степень диссоциации увеличивается за счет потенциальной кислотности оставшихся недиссоциированных молекул СН 3 СООН. Следовательно, концентрация ионов Н + практически не изменяется. рН остаётся постоянным.

При добавлении щелочи рН определяется по формуле:

рН = рК + ℓg

При разбавлении буфера рН также не меняется, т.к. константа диссоциации и соотношение компонентов при этом остаются неизменными.

Таким образом, рН буфера зависит от: константы диссоциации и соотношения концентрации компонентов. Чем эти величины больше, тем больше рН буфера. рН буфера будет наибольшим при соотношении компонентов равным единице.

Для количественной характеристики буфера вводится понятие буферной ёмкости.

Размер: px

Начинать показ со страницы:

Транскрипт

2 Основные вопросы: 1. Буферные системы, состав и механизм их действия 2. Ацетатный, фосфатный, аммиачный, гидрокарбонатный, гемоглобиновый буферы 3. Расчёт рн буферных растворов. 4. Буферная ёмкость и факторы, влияющие на неё 5. Значение буферных систем для химии и биологии, медицины и фармации

3 В процессе метаболизма в нашем организме выделяется много кислот соляная, пировиноградная, молочная. Но ворганизме строго сохраняетсярн. Постоянство рн биологических сред поддерживается не только с помощью физиологических механизмов (легочная и почечная компенсации), но испомощью физико-химического буферного действия, ионного обмена и диффузии. Поддержание на заданном уровне кислотноосновного равновесия обеспечивается на молекулярномуровнедействиембуферныхсистем.

4 Растворы, сохраняющие постоянное значение рн при добавлении небольших количеств сильных кислот и щелочей, а также при разбавлении, называются протолитическими буферными системами. Способность некоторых растворов сохранять неизменной концентрацию ионов водорода получила название буферного действия, которое является основныммеханизмомпротолитическогогомеостаза. Буферные растворы - это смеси слабого основания или слабой кислоты и их соли. В буферных растворах, согласно теории Бренстеда Лоури, главными «действующими» компонентами являютсядонориакцепторпротонов.

5 Буферные растворы можно приготовить двумя способами: 1. Частичной нейтрализацией слабого электролита сильным электролитом: СН 3 СООН(избыток) + NaOH; NaOH(избыток) + HCl 2. Смешиванием растворов слабых электролитов с их солями (или двух солей): СН 3 СООН и СН 3 СООNa; NH 3 и NH 4 Cl; NаН 2 РО 4 и Nа 2 НРО 4

6 Причина возникновения в растворах нового качества буферного действия заключается в совмещении нескольких протолитических равновесий В(основания)+Н + НВ + (сопр. кислота) НА(кислота) Н + + А - (сопр. основание) Сопряженные кислотно-основные пары НВ + /Ви НА/А - называют буферными системами, которые представляют собой совмещенные равновесия процессовионизацииигидролиза.

7 Таким образом, протолитическиебуферные системы состоят: из двух компонентов. I. слабая сопряжен. кислота основание II. слабое основание сопряжен. кислота Один из компонентов связывает Н + сильной кислоты, другой ОН - сильнойщелочи.

8 КЛАССИФИКАЦИЯБУФЕРНЫХ СИСТЕМ I. Кислотные буферные системы. Представляют собой смесь слабой кислоты НА (донор протона) и ее соли А - (акцепторпротона). q ацетатная: СН 3 СООН + СН 3 СООNa СН СН 3 3 СООН СОО q гидрокарбонатная: Слабая кислота Сопряженное основание Н 2 СО НСО 3 3

9 II. Основные буферные системы. Представляют собой смесь слабого основания (акцептор протона) и его соли (донорпротона). Аммиачная буферная система: смесь слабого основания NH 3 H 2 O (акцептор протона) иего соли сильного электролита NH + 4 (донор протона). Зона буферного действияприрн 8,2-10,2 NH 4 NH OH + 4 Слабое основание Сопряженная кислота

10 III. Солевыебуферныесистемы. КН 2 РО 4 + К 2 НРО 4 внутриклетки NaH 2 PO 4 +Na 2 HPO 4 вне клетки Гидрофосфатная буферная система (зона буферного действия рн 6,2 8,2). Представляет собой смесь слабой кислоты Н 2 РО - 4 (донор протона) иеесолинро 2-4 (акцепторпротона) Н 2РО НРО Слабая кислота Сопряженное основание

11 IV. Аминокислотные и белковые буферные системы. Буферное действие этих буферных систем начинает проявляться при добавлении к ним некоторого количества кислоты или щелочи. Образуетсясмесьдвух формбелка: а) слабая «белок-кислота»+соль этой слабой кислоты б) слабое «белок-основание»+соль этого слабого основания

12 Расчет рн буферных систем (уравнение Гендерсона-Гассельбаха) На примере ацетатного буферного раствора рассмотримрасчетрн буферныхсистем. СН СООН СН СООNa Ацетат натрия практически 3 полностьюраспадаетсянаионы: СН 3 СООNa СН 3 СОО - + Н + 3 уксусная кислота диссоциирует лишь в незначительной степени: СН 3 СООН СН 3 СОО - + Н + Применим закон действующих масс куравнению диссоциацииуксусной кислоты:

13 Вприсутствии ацетата натрия равновесие диссоциации уксусной кислоты сильно смещено влево всоответствии с принципом Ле-Шателье. Почти вся кислота в таком растворе находится внедиссоциированном виде итолько незначительное ее количество диссоциирует, образуя ионы Н + и обеспечивая кислую среду раствора. Поэтому равновесная концентрация непродиссоциировавшей кислоты в этом растворе практически равна общей ее концентрации, т.е. С(СН 3 СООН) равн. С(кислоты). Концентрация ацетат-ионов в буферной смеси практически равна исходнойконцентрации соли: С(СН 3 СОО -) С(соли).

14 Вуравнение константы диссоциации уксуснойкислоты подставим общую концентрацию кислоты исоли, получим К д = C С к ты Прологарифмировав это уравнение ипоменяв знаки на обратные, получим: соли, lgс = lgк д С к ты соли Поскольку lg С(Н +)=рн, а lgкд = рк кислоты, то + = К д С С к ты соли

15 ph = pk к ты lg С С к ты соли или ph = pk к ты + lg С С соли кислоты Это уравнение называют уравнением Гендерсона- Гессельбаха. Это основное уравнение, которое используется для описания кислотно-щелочного равновесиявбиологическихсистемах.

16 После аналогичного вывода для основных буферныхсистем: poh ph = = 14 pk осн pk + осн lg С lg С (соли) (основания) С С (соли) (основания) Из уравнений видно, что рн кислотной (основной) буферной системы зависит от природы слабого электролита (рк(кислоты), рк(основания), от соотношения концентраций соли и кислоты (основания) иоттемпературы.

17 Следует отметить, что буферные системы эффективно поддерживаютрн вдиапазоне: рк (кислоты) ±1 для кислотных систем; 14 (рк(основания)±1) для основных систем. Механизм действия буферных систем. 1.Разбавление. При разбавлении водой концентрации кислоты исоли уменьшаются водно ито же число раз, носоотношение lg С(соли)/С(кислоты) не меняется, поэтому рн буферного раствора практически не изменяется. Кроме того, рк кислоты илирк основания независитотразбавления. 2.Добавление кислот иоснований. При добавлении в ацетатный буфер небольшого количества сильной кислотыионын + (образующиесяприеедиссоциации)

18 связываются сацетат-ионами, содержащимися визбытке, с образованием слабодиссоциирующих молекул СН 3 СООН. Степень диссоциации СН 3 СООН мала и концентрация [Н + ] практически не меняется, рн буферного раствора уменьшится, но незначительно. СН 3 СООН CH 3 COONa + HCl CH 3 COOH + NaCl х х х буфер рнfl рн = рк к ты + lg C С соли к ты х + х

19 При добавлении небольшого количества NaOH, OH - ионы нейтрализуются кислотным компонентом буферного раствора, собразованием молекулводы. СН 3 СООН + NaOH CH 3 COONa + H 2 O х х х CH 3 COONa буфер В результате добавленное сильное основание заменяется эквивалентным количеством слабого сопряженного основания СН 3 СОО -, которое в меньшей степени влияет на реакцию среды. рн буферного раствора увеличивается, но незначительно.

20 рн рн = рк к ты + lg C С соли к ты + х х Пример: сравним изменение рн при пропускании 0,01 моль хловодорода через 1 л: Ацетатного буферного р-ра, содержащего по 0,1 моль/л соли и кислоты; v Дистиллированной воды Начальное зн-ие рн буферного р-ра равно рн = рксн 3 СООН = 4,75, т.к. С к ты = С соли После добавления HCl: рн = 4,75 + lg 0,1 0,01 0,1 + 0,01 рн = 4,66; ΔрН = 4, = 0,09 единицы рн

21 v рн = 7 для дистиллированной воды. После пропускания 0,01 моль HCl ph = -lg 0,01 = 2; ΔрН = 7 2= 5 единиц рн Способность буферного раствора сохранять рн по мере прибавления сильной кислоты или сильной щелочи приблизительно на постоянном уровне далеко небеспредельна иограничена величинойтак называемой буфернойемкости.

22 БУФЕРНАЯ ЕМКОСТЬ Буферная емкость (В) - это число молей эквивалента сильной кислоты или щелочи, которое необходимо добавить к 1 лбуферногораствора, чтобысместитьего рн на единицу. Буферная емкость системы определяется по отношению к добавляемым кислоте (В кисл.) или основанию (щелочи) (В осн.) и рассчитывается поформулам: В кисл. = C H (HA) ph - ph 0 V(HA), V(б.p.) H В осн. =, ph - ph V(B) V(б.p.) где V(HA), V(B) - объемы добавленных кислоты или щелочи, л.; С н =(НА), С н (В) молярные концентрации эквивалента соответственно кислоты и щелочи; V(б.р.) - объем исходного буферного раствора, л.; рн о, рн - значения рн буферного раствора до ипосле добавления кислоты или щелочи; рн-рн о - разностьрнпо модулю. C (B) 0

23 Буферная емкость по отношению ккислоте (В кисл.) определяется концентрацией (количеством эквивалентов) компонента сосновными свойствами; буферная емкость по отношению коснованию (В осн.) определяется концентрацией (количеством эквивалентов) компонентаскислотными свойствами в буферномрастворе.

24 Буферная емкость зависит от соотношения компонентов иих концентрации а) соотношение компонентов соль кислота 90 ммоль 10 ммоль = = = ммоль HCl + 10 ммоль HCl = = lg4 = 0,60 lg0,67 = -0,17 = 0,67 Буферная емкость максимальна при соотношении компонентов равных единице, при этом В осн = В кисл., арн = рк

25 б) концентрация компонентов. Чем выше концентрация, тем больше буферная емкость. соль кислота 20 ммоль 50 = 1 = 1 20 ммоль ммоль HCl + 10 ммоль HCl = 0,33 = 0, lg0,33= 0,48 lg0,67 = -0,17

26 Применение любой буферной системы ограничено определеннойобластью рн: длякислотныхсистемрн = рк кислоты ±1; дляосновных систем рн =14 -(рк основания ±1). ВЫВОД: буферная емкость в основном зависит от соотношения концентраций компонентов иих абсолютных концентраций, аследовательно, отразбавления. Буферные системы крови Постоянство рн жидких сред огранизма поддреживается буферными системами: гидрокарбонатной, гемоглобиновой, фосфатной, белковой. Действие всех буферных систем в организме взаимосвязано, что обеспечивает биологическим жидкостямпостоянноезначение рн. В организме человека и животных буферные системы находятся в крови (плазме и эритроцитах), в клетках и межклеточных пространствахдругихтканей.

27 Буферные системы крови представлены буферными системами плазмы ибуферными системами эритроцитов. Буферные системы плазмы крови Гидрокарбонатная 35 % Белковая. 7 % Фосфатная 2 % рн=7,4 44% Роль последнейнезначительна. На их долю приходится 44% буферной емкости крови. Буферные системы эритроцитов рн=7,25 гемоглобиновая 35 % гидрокарбонатная 18 % 56% Система органических фосфатов 3 % На ихдолю приходится 56% буферной емкости крови.

28 ГИДРОКАРБОНАТНАЯБУФЕРНАЯСИСТЕМА Гидрокарбонатная буферная система составляет 53% общей буферной емкости крови (35% в плазме, 18% в эритроцитах). Непосредственно измерить концентрацию угольной кислоты в крови практически невозможно. Поэтому в уравнение Гендерсона-Гассельбаха вместо вводят концентрацию углекислого газа .Это уравнение принимаетследующийвид: рн = 6,1 + lg где рк = lg(н 2 СО 3)=6,1

29 Практически вкрови измеряют парциальное давление углекислого газа СО 2. Концентрацию растворенного в плазме СО 2 рассчитывают, умножая на константу растворимости СО 2. Если выражено в килопаскалях (кпа), токонстанта равна 0,23, есливмм. рт. ст. 0,03. Поэтому, если Р СО 2 выражено в кпа, уравнение приобретает следующую форму: рн =6,1 +lg Парциальное давление СО 2 в плазме крови в норме составляет ~ 5,3 кпа (40 мм.рт.ст.), что соответствует концентрации СО 2 ~1,2 ммоль/л.

30 Парциальное давление СО 2 в плазме крови в норме составляет ~ 5,3 кпа (40 мм.рт.ст.), что соответствует концентрации СО 2 ~1,2 ммоль/л. Концентрация гидрокарбонат-ионов во внеклеточной жидкости при Р СО 2 = 5,3 кпа равна 24 ммоль/л. Соотношение во внеклеточной жидкости [НСО - 3]/[СО 2 ] (обе величины в ммоль/л) составляет 20:1. По уравнению Гендерсона Гассельбаха это соотношение соответствует величине рн плазмы крови, равной 7,4: рн = 6,1 + lg24/1,2 = 6,1 + lg20 = 6,1 + 1,3 = 7,4 Таким образом, активная реакция плазмы артериальной крови уздоровых людей соответствует рн= 7,40.

31 Поскольку гидрокарбонатов вкрови больше, чем , то буферная система крови значительно больше для кислот, чем для оснований. Это имеет большое биологическое значение, т.к. впроцессе обмена веществ кислот образуется больше, чем оснований. Концентрация обусловливает резервную щелочность крови. Щелочной резерв крови определяется тем объемом углекислого газа, который поглощается 100см 3 крови при соприкосновении сгазовой смесью, содержащей 5,5% СО 2 при давлении 40 мм.рт.ст., что соответствует давлению углекислого газа влегких. Внорме щелочной резерв крови составляет 50-65% (объемные) СО 2.

32 Снижение соотношения : < 20 является причиной ацидоза. Различают газовый инегазовый ацидоз. Ацидоз газовый возникает при высокой концентрации СО 2 во вдыхаемом воздухе, заболевании органов дыхания (пневмония), угнетение дыхательного центра (анестетики, седативные препараты). Негазовый ацидоз возникает при накоплении нелетучих продуктов обмена, при ожогах и воспалительных процессах. Повышение соотношения [НСО 3- ]/ [СО 2 ]> 20 приводиткалкалозу.

33 Алкалоз газовый Пневмония, астма Следствие гипервентиляции в том числе при интенсивной вентиляции легких (уменьш. конц. CO 2). Алкалоз негазовый Потеря больших количеств НСl при рвоте Выведение больших количеств H + при приёме диуретиков Введение больших количеств NaHСО 3 Длительный приём минеральный вод с большим сод. щелочей

34 Основные клинические проявления при ацидозе и алкалозе Ацидоз: Угнетение ЦНС, при рн ниже 7 угнетение достигает такой степени, при которой теряется ориентация; человек впадает в коматозное состояние; Учащение дыхания с целью выведения углекислого газа, как приспособительная реакция Алкалоз: Перевозбуждение нервной системы, которое сопровождается тетоническими (судорожными) сокращениями; может наступить гибель от тетонического сокращения дыхательной мускулатуры

35 Коррекция кислотно основного состояния организма. В качестве экстренной помощи при ацидозе применяют внутривенное вливание р-ров гидрокарбоната натрия, однако при его введении в результате нейтрализации к-ты выделяется СО 2, что снижает эффективность средства. Этого недостатка лишён трисамин, связывающий избыточные протоны: H 2 N-C(CH 2 OH) 3 + H + H 3 N + -C(CH 2 OH) 3. В качестве средства, корригирующего ацидоз, используют также лактатнатрия. Для устранения явлений алкалоза в качестве одной из временных мер применяют р-р аскорбиновой к-ты.

36 Возможно изменение рн и в других средах организма, например в различных отделах пищеварительного тракта, особенно в желудке. При пониженной кислотности желудочного сока назначают разбавленную соляную к-ту, при повышенной различные антацидныепрепараты: основной карбонат магния Mg(OH) 2 4 MgCO 3 H 2 O, оксид магния, карбонат кальция и кальмагин (гранулы, содержащие основной карбонат магния и гидрокарбонат натрия). В основе фармакологического действия всех перечисленных средств лежит р-иянейтрализации

37 Гемоглобиновая буферная система Гемоглобиновая буферная система находится только в эритроцитах. Механизм ее действия связан с присоединением и отдачей кислорода. В связи с этим гемоглобин (Нв) имеет окисленную ННвО 2 и восстановленную ННв формы. ННв + О 2 ННвО 2 Н + + HbO - 2 кислота ННв Н + + Нв кислота сопряженное основание Механизмдействия основанна реакциях: сопряженное основание

38 HbO - 2+ Н + ННвО 2 ННв + О 2 основание ННвО 2 кислота ННв + ОН HвО Н 2 О + ОН Нв + Н 2 О кислота Нв + Н + ННв основание Из представленных выше схематических реакций видно, что добавление сильной кислоты или сильной щелочи вызывает защитную реакцию буферной системы по сохранению постоянного значения рн среды, что объясняется связыванием добавляемых Н + и ОН и образованием малодиссоциирующих электролитов.

39 Гемоглобиновая буферная система ворганизме эффективно функционирует только в сочетании с гидрокарбонатной системой. 1. Плазма крови В плазме крови за счет гидрокарбонатной буферной системы происходит ряд реакций, в результате которых образуется углекислый газ. Н 2 СО 3 + ОН - Н 2 О + НСО 3 - НСО 3 + Н + Н 2 СО 3 СО 2 Н 2 О Из плазмы крови СО 2 диффундирует в эритроциты, где фермент карбоангидраза катализирует ее взаимодействие с водой, образуяугольную кислоту. 2. Эритроциты Н 2 О + СО 2 Н 2 СО 3

40 В эритроцитах увеличивается концентрация гидрокарбонат-ионов по схеме: Нв - + Н 2 СО 3 ННв + НСО - 3 Образующиеся гидрокарбонат-ионы диффундируют во внеклеточную жидкость. Венозная кровь возвращается в легкие, гемоглобин реагирует с кислородом и образуется оксигемоглобин. 3. Легкие Оксигемоглобин реагирует сгидрокарбонат-ионами ННв + О 2 ННвО 2 ; ННвО 2 + НСО 3- НвО 2- + Н 2 СО 3 Н 2 СО 3 Н 2 О + СО 2 Из легких СО 2 удаляется ватмосферу за счет легочной вентиляции. Таков впринципе механизм поддержания кислотнощелочногоравновесия.

41 Белковые буферные системы Белковыебуферные системы являются амфолитными, т.к. в их состав входят α аминокислоты, содержащие группы с кислотными свойствами (СООН и NH + 3) и основными свойствами (СОО и NH 2). Механизм действия такой буферной системы можно представить следующим образом: кислотнаябуферная система а) H 3 N + R COOH +OH H 3 N + R COO +H 2 O белок кислота б) H 3 N + R COO +H + H 3 N + R COOН соль белка кислоты (сопряженное основание)

42 основная буферная система а) H 2 N R COO + Н + H 3 N + R COO белок основание б) H 3 N + R COO + ОН H 2 N R COO + Н 2 О соль белка основания (сопряженная кислота) где R макромолекулярный остаток белка. Роль белков плазмы крови в гомеостазе ионов водорода весьма мала. Фосфатная буферная система Фосфатная буферная система содержится как в крови, так и в клеточной жидкости других тканей, особенновпочках.

43 Вклетках она представлена КН 2 РО 4 ик 2 НРО 4, вплазме крови и межклеточном пространстве - NaH 2 PO 4 и Na 2 HPO 4. Основную роль в механизме действия этой системы играетион H 2 PO - 4: H 2 PO - 4 Н + + H 2 PO 2-4 кислота сопр. основание Увеличение концентрации Н + приводит к сдвигу реакции влево, т.е. кобразованию кислоты: HPO 2-4 Н + + H 2 PO - 4 кислота сопр. основание Фосфатный буфер крови находится в тесной связи с гидрокарбонатным. Н 2 СО 3 + НРО 2-4 Nа НСО 3 + Н 2 РО - 4 вкровь вмочу

44 Аммонийная буферная система Образуется в почках из глютамина под влиянием глютаминазы вреакции окислительного дезаминирвания. NH 3 H + NH + 4 poh =pk +lg NH 4 OH+R COOH R COONH 4

45 Использование БС в других областях Буферные р-ры почвы предотвращают чрезмерное возрастание кислотности или щёлочности, создавая и поддерживая тем самым условия для жизни растений. ДлясозданиясредысопределённымзначениемрН внаучныхисследованияхивомногих технологическихпроцессахпроизводства Дляприготовления эталонных буферныхр-ров, по которымпроводятнастройкуприборовдля измеренияактивнойкислотности. Для поддержания постоянства значений электрохимическогопотенциаласистемиспользуются БС, восноведействиякоторых лежитовравновесие.

Основные вопросы: 1. Буферные системы, состав и механизм их действия 2. Ацетатный, фосфатный, аммиачный, гидрокарбонатный, гемоглобиновый буферы 3. Расчёт рн буферных растворов. 4. Буферная ёмкость и факторы,

БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ. 1. Определение, классификация, состав буферной системы. 2. Механизм буферного действия. 3. Вывод формулы рн буферных систем. 4. Свойства буферных систем: воздействие на рн соотношения

РОССИЙСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ Общая и биоорганическая химия Курс лекций для студентов лечебного, педиатрического, московского и стоматологического факультетов Тема 6

ЛЕКЦИИ 910. Буферные системы. 1 Буферные системы совокупность нескольких веществ в растворе, сообщающих ему буферные свойства, т.е. способность противостоять изменению активной реакции среды (ph) при разбавлении,

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего образования ВОРОНЕЖСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ АГРАРНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ИМЕНИ ИМПЕРАТОРА ПЕТРА I Кафедра химии Реферативный доклад по неорганической

Тема занятия: БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ. Цель занятия. Усвоить представления о составе, класси фикации и механизме действия буферных систем. Научиться применять теоретический материал для расчета рн и буферной

Государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования «ИРКУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ» Министерства здравоохранения Российской Федерации Кафедра

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ НОВОСИБИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ СПЕЦИАЛИЗИРОВАННЫЙ УЧЕБНО-НАУЧНЫЙ ЦЕНТР Химическое равновесие в растворах Новосибирск 01 КИСЛОТНО-ОСНОВНОЕ

4. Понятие о буферных растворах Определение буферных систем и их классификация Многие реакции в растворе протекают в нужном направлении только при определенной концентрации ионов Н +. Изменение еѐ в ту

Пример.. Построить распределительную диаграмму для раствора фосфорной кислоты в интервале рн,0,0. Рассчитать молярные доли частиц при рн =, 5, 9,. Равновесия, протекающие в растворе фосфорной кислоты:

ГИДРОЛИЗ Общие представления Гидролиз обменная реакция взаимодействия веществ с водой, приводящая к их разложению. Гидролизу могут подвергаться неорганические и органические вещества различных классов.

2 3 ВВЕДЕНИЕ Высокий уровень знаний, академическая и социальная мобильность, профессионализм специалистов, готовность к самообразованию и самосовершенствованию требование сегодняшнего дня. В связи с этим

МИНИСТЕРСТВО ЗДРАВООХРАНЕНИЯ УКРАИНЫ ХАРЬКОВСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ, ИХ БИОЛОГИЧЕСКАЯ РОЛЬ Методические указания для самостоятельной работы студентов I курса по дисциплине

Индивидуальное домашнее задание 5. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ СРЕДЫ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ Электролиты вещества, проводящие электрический ток. Процесс распада вещества на ионы под действием растворителя

Государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования МОСКОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ МЕДИКО- СТОМАТОЛОГИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ Министерства здравоохранения и социального развития

Семинар 1. Равновесие в гомогенной системе, кислотно-основное равновесие, использование в титриметрии (автор к.х.н. Моногарова О.В.). Аналитическая химия наука об определении химического состава веществ

Занятие 5 ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ СРЕДЫ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ Тема занятий 1. Вводный контроль на тему «Водородный показатель среды. Гидролиз солей». 2. Семинар на тему «Обменные реакции электролитов. Водородный

Буферные системы крови (от англ. buffer, buff смягчать удар) физиологические системы и механизмы, обеспечивающие кислотно- основное. 43765414836 Буферные системы, буферные растворы, буферные смеси, системы,

ЗАНЯТИЕ 5 ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ СРЕДЫ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ Электролиты вещества, проводящие электрический ток. Процесс распада вещества на ионы под действием растворителя называется электролитической

Общая химия Студент: Группа: Дата сдачи работы: Цель работы: Лабораторная работа 8 РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Опыт 1. Зависимость электропроводности растворов от степени диссоциации электролитов Основные понятия:

МИНИСТЕРСТВО ЗДРАВООХРАНЕНИЯ УКРАИНЫ ЗАПОРОЖСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ КАФЕДРА ФИЗИЧЕСКОЙ И КОЛЛОИДНОЙ ХИМИИ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ПРАКТИЧЕСКИМ ЗАНЯТИЯМ И ВЫПОЛНЕНИЮ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ

3 Растворы электролитов Жидкие растворы подразделяют на растворы электролитов, способные проводить электрический ток, и растворы неэлектролитов, которые не электропроводны. В неэлектролитах растворенное

Лекция 6 Кислотно-основные равновесия 1 План лекции 1. Общие свойства химического равновесия. 2. Электролитическая диссоциация. Кислоты и основания по Аррениусу. 3. Кислотность растворов. ph. Константы

Гидролиз. Произведение растворимости Тема 11 Условия протекания реакции между электролитами Реакции в растворах электролитов - это реакции между ионами Необходимым условием протекания реакций в растворах

Лекция 5 Протолитические равновесия в растворах солей (гидролиз). Буферные растворы. Равновесие осадок раствор. Произведение растворимости. ПРОТОЛИТИЧЕСКИЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ СОЛЕЙ ГИДРОЛИЗ взаимодействие

Что есть КИСЛОТА и ОСНОВАНИЕ? КИСЛОТНО ОСНОВНЫЕ РАВНОВЕСИЯ Жизнь это борьба не против греха, не против власти денег, но против ионов водорода Аррениус, 1894 Бренстед-Лоури, 1923 Льюис, 1923

1. Теоретические основы метода Лекция 2 Кислотно-основной метод В основе метода лежит реакция нейтрализации: Н + + ОН - Н 2 О Метод применяется для количественного определения кислот и щелочей, а также

Задачи к экзамену по дисциплине «Общая и неорганическая химия» Способы выражения концентрации растворов. Кислотно-основное титрование. 1. В медицинской практике часто пользуются 0,9% - ным раствором NaCl

РОССИЙСКИЙ ЭКОНОМИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ имени Г. В. ПЛЕХАНОВА Неорганическая химия ТЕМА: Электролитическая диссоциация

1. Доцент кафедры Общей и неорганической химии НИТУ «МИСиС», кандидат химических наук Марина Норайровна Тер-Акопян 2. Среда обитания кислот и оснований - вода Вода наиболее важное химическое вещество на

18. Ионные реакции в растворах Электролитическая диссоциация. Электролитическая диссоциация это распад молекул в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов. Полнота распада зависит

1. Чему равен заряд ядра атома углерода? 1) 0 2) +6 3) +12 4) -1 2. Что общего в атомах 12 6С и 11 6С? 1) Массовое число 2) Число протонов 3) Число нейтронов 4) Радиоактивные свойства Входные тесты по

ЗАДАНИЯ I (ОТБОРОЧНОГО) ЗАОЧНОГО ЭТАПА ОЛИМПИАДЫ «ЮНЫЕ ТАЛАНТЫ ПРИКАМЬЯ. ХИМИЯ» 2008/2009 УЧЕБНОГО ГОДА Отвечать на задания необходимо в файле ответов! В заданиях 1-19 необходимо выбрать один или несколько

Теоретические основы для курса «Структурная Биохимия» Преподаватель Светлана Бобкова, доктор химических наук Тема: Структура воды. Физические свойства воды. Диссоциация воды. Ионное произведение воды.

Растворы (3) Равновесия в растворах электролитов. рн и ПР Лекция курса «Общая и неорганическая химия» для 11-х классов СУНЦ Кислотно-основные равновесия в растворах По Аррениусу: Кислотой называют электролит,

Неорганическая химия Цель работы: Студент: Группа: Дата выполнения работы: Лабораторная работа РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Опыт 1. Электрическая проводимость растворов сильных и слабых электролитов Основные

РАЗДЕЛ II. АНАЛИТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Задача 1 (автор П.В. Чулкин) 1. Для упрощения решения выразим состав аммофоса через один параметр а: a(nh) 2 HPO (1 а)(nh)H 2 PO. Молярная масса равна M = 132a 115(1 a)

Решение варианта 2 1. Электронную конфигурацию аниона O 2 (1s 2 2s 2 2p 6) имеют катионы Na, Mg 2. 2. Молярная масса простого вещества Простое вещество кремний Si. M = ρ V m = 2.33 12.1 = 28 г/моль. 3.

Гидролиз солей Работу выполнила Учитель высшей категории Тимофеева В.Б. Что такое гидролиз Гидролиз процесс обменного взаимодействия сложных веществ с водой Гидролиз Взаимодействие соли с водой, в результате

СВОЙСТВА РАСТВОРОВ Растворы это однородные (гомогенные) системы, состоящие из двух или более компонентов (составных частей), количества которых могут изменяться в широких пределах. Раствор состоит из растворенного

Ачинович Ольга Владимировна Учение о растворах Растворы это Растворитель это Растворенное вещество - Пример: Вода это растворитель, если растворить твердое вещество (глюкозу) или газ (СО 2). - А если

Федеральное агентство по образованию Новгородский государственный университет имени Ярослава Мудрого Кафедра химии и экологии Буферные ы Методические указания к лабораторной работе Великий Новгород 2006

Негребецкий 2008 2010 Лекция 5 Процессы в растворах. Протолитические равновесия ВАЖНЕЙШИЕ ПОНЯТИЯ Процессы в растворах 5.1 Негребецкий 2008 2010 1. Равновесия в водных растворах. Гидратация ионов. Полярность

ЛЕКЦИЯ 5 План лекции:. Протолитические равновесия в растворах солей (гидролиз солей).. Групповой реагент на третью аналитическую группу и механизм его действия.. Групповой реагент на вторую аналитическую

Вопросы дифференциального зачета по медицинской химии для студентов медицинского и стоматологического факультетов 1. Кислотно-основные равновесия и комплексообразование в биологических растворах. 1. Биогенные

Решение варианта 1 1. Электронную конфигурацию катиона Al 3+ (1s 2 2s 2 2p 6) имеют анионы F, O 2. 2. Молярная масса простого вещества Простое вещество золото Au. 3. ClCH 2 CH 2 CH 2 CH 2 CH 2 CH 3 ;

1 Теория. Ионно-молекулярные уравнения реакций ионного обмена Реакциями ионного обмена называют реакции между растворами электролитов, в результате которых они обмениваются своими ионами. Реакции ионного

Министерство Здравоохранения Республики Молдова Государственный Университет Медицины и Фармации Николае Тестемицану Фармацевтический Факультет Кафедра общей химии Г. В. БУДУ, С. В. МЕЛЬНИК АНАЛИТИЧЕСКАЯ

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования «ТОМСКИЙ ПОЛИТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ» УТВЕРЖДАЮ Декан ХТФ В.М._Погребенков 2007 г.

Основные положения теории электролитической диссоциации Фарадей Майкл 22. IX.1791 25.VIII. 1867 Английский физик и химик. В первой половине 19 в. ввел понятие об электролитах и неэлектролитах. Вещества

1. Основные свойства проявляет внешний оксид элемента: 1) серы 2) азота 3) бария 4) углерода 2. Какая из формул соответствует выражению степени диссоциации электролитов: 1) α = n\n 2) V m = V\n 3) n =

1 МОДУЛЬ 1 ОБЩИЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИИ. КАЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ ТЕМА: КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ РАВНОВЕСИЯ И ИХ РОЛЬ В АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИИ (В АНАЛИТИКЕ). БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ ЛЕКЦИЯ 5 ЦЕЛЬ: СФОРМИРОВАТЬ

1. Какой из перечисленных элементов является наиболее типичным неметаллом? 1) Кислород 2) Сера 3) Селен 4) Теллур 2. Какой из перечисленных элементов имеет наибольшую электроотрицательность? 1) Натрий

Министерство образования Российской Федерации Восточно-Сибирский государственный технологический университет Комплексные тестовые задания по общей и неорганической химии Методическая разработка для самостоятельной

1 Лекция 14 Ионные реакции Химические реакции в растворах электролитов сводятся к обмену ионами. Эти реакции характеризуются очень высокими скоростями. В процессе реакций ионного обмена степени окисления

1 ЛЕКЦИЯ План лекции: 1. Основные положения теории растворов электролитов. Общая (аналитическая) концентрация и активность ионов в растворе, их взаимосвязь.. Скорость химической реакции и химическое равновесие.

ГОСУДАРСТВЕННОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ «БЕЛОРУССКО-РОССИЙСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ» Кафедра «Технологии металлов» ХИМИЯ Методические рекомендации к практическим занятиям для студентов

ЛЕКЦИЯ 3 План лекции: 1. Поведение сильных и слабых одноосновных кислот в водных растворах. 2. Поведение сильных и слабых однокислотных оснований в водных растворах. 3. Поведение сильных и слабых многоосновных

Лекция 14 Реакции обмена в растворах электролитов. Произведение растворимости. Диссоциация воды. Гидролиз солей Основные понятия: ионно-обменные реакции, ионно-молекулярные уравнения, произведение растворимости

РЕШЕНИЯ задач олимпиады «БУДУЩЕЕ КУЗБАССА» по химии 1. Осуществите превращения: Mg MgO MgSO 4 Mg(OH) 2 Mg(OH)Cl MgCl 2 Li Li 2 O LiOH LiH 2 PO 4 Li 2 HPO 4 Li 3 PO 4 La La 2 O 3 La(OH) 2 NO 3 La(OH) 3

1 ЛЕКЦИЯ 5 КЛИНИЧЕСКАЯ ПАТОФИЗИОЛОГИЯ НАРУШЕНИЕ КИСЛОТНО ОСНОВНОГО СОСТОЯНИЯ СОДЕРЖАНИЕ 1. ВВЕДЕНИЕ 2. ОБЩИЕ СВЕДЕНИЯ О КЩС 3. ЗНАЧЕНИЕ ПОСТОЯНСТВА КЩС ДЛЯ ОРГАНИЗМА 4. ПОСЛЕДСТВИЯ СДВИГА РН + В ТУ ИЛИ

ХИМИЯ. ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ При исследовании действия универсального индикатора на растворы некоторых солей можно заметить следующее: Как мы видим, среда первого

Водородный показатель ph Индикаторы Суть гидролиза Типы солей Алгоритм составления уравнений гидролиза солей Гидролиз солей различных типов Способы подавления и усиления гидролиза Решение тестов В4 Водородный

1. Приведите примеры использования реакций комплексообразования в кислотноосновном методе анализа. Напишите уравнения реакций. Реакции комплексообразования кислотно-основном методе анализа используются

Очный этап. 11 класс. Решения. Задание 1. Смесь трёх газов А,В,С имеет плотность по водороду равную 14. Порция этой смеси массой 168 г была пропущена через избыток раствора брома в инертном растворителе

КРИВАЯ ТИТРОВАНИЯ - график зависимости параметра системы, связанного с концентрацией титруемого вещества, титранта или продукта реакции, от степени протекания процесса титрования (например, от количества

Сборник задач по химии для 9 медицинского класса составитель Громченко И.А. Москва Центр образования 109 2012 Массовая доля растворённого вещества. 1. В 250г раствора содержится 50г хлорида натрия. Определите

Биологических жидкостей, тканей и органов.

Это находит выражение в достаточно постоянных значениях рН биологических сред (крови, слюны, желудочного сока и т.д.) и способности организма восстанавливать нормальные значения рН при воздействии протолитов. Система, поддерживающая протолитический гомеостаз, включает в себя не только физиологические механизмы (легочную и почечную компенсацию), но и физико-химические: буферное действие, ионный обмен и диффузию.

Обеспечение постоянства рН крови и других органов и тканей является одним из важнейших условий нормального существования организма. Это обеспечение достигается наличием в организме многочисленных регулирующих систем, важнейшими из которых являются буферные системы. Последние играют основную роль в поддержании КОР в организме.

Кроме того, материал данной темы необходим для изучения последующих тем предмета (потенциометрия, свойства растворов ВМС и т.д.) и таких дисциплин как биохимия , микробиология, гистология, гигиена, физиология, в практической деятельности врача при оценке типа и тяжести нарушений КОР.

Различают в основном протолитические буферные растворы двух типов:

СН 3 СООН + Н 2 О ↔ Н 3 О + + СН 3 СОО - избыток сопряженного

кислота основания

СН 3 СООNa → Na + + CH 3 COO -

NH 3 + H 2 O ↔ OH - + NH 4 + избыток сопряженной

основание кислоты

NH 4 Cl → Cl - + NH 4 +

Уравнение буферной системы рассчитывается по формуле Гендерсона-Гассельбаха :

рН = рК + lg , pOH = pK + lg ,

где рК = -lg К Д.

С - молярная или эквивалентная концентрация электролита (C = V N)

Механизм действия буферных растворов

Рассмотрим его на примере ацетатного буфера : СН 3 СООН + СН 3 СООNa

Высокая концентрация ацетат-ионов обусловлена полной диссоциацией сильного электролита - ацетата натрия, а уксусная кислота в присутствии одноименного аниона существует в растворе практически в неионизированном виде.

1. При добавлении небольшого количества хлороводородной кислоты, ионы Н + связываются с имеющимся в растворе сопряженным основанием СН 3 СОО - в слабый электролит СН 3 СООН.

CH 3 COO‾ +H + ↔ CH 3 COOH (1)

При добавлении кислоты к буферу рН определяется по формуле:

рН = рК + lg

2. При добавлении к буферу небольшого количества щелочи протекает реакция её с СН 3 СООН. Молекулы уксусной кислоты будут реагировать с гидроксид-ионами с образованием Н 2 О и СН 3 СОО ‾:

CH 3 COOН + OH ‾ ↔ CH 3 COO‾ + H 2 O (2)

При добавлении щелочи рН определяется по формуле:

рН = рК + lg

3. При разбавлении буфера рН также не меняется, т.к. константа диссоциации и соотношение компонентов при этом остаются неизменными.

Таким образом, рН буфера зависит от : константы диссоциации и соотношения концентрации компонентов. Чем эти величины больше, тем больше рН буфера. рН буфера будет наибольшим при соотношении компонентов равным единице.

Для количественной характеристики буфера вводится понятие буферной ёмкости.

Механизм буферного действия (на примере аммиачного буфера)

Механизм действия буферной системы рассмотрим на примере аммиачной буферной системы: NН 4 ОН (NН 3 х Н 2 О) + NН 4 С1.

Гидроксид аммония - слабый электролит, в растворе частично диссоциирует на ионы:

NН 4 ОН <=> NН 4 + + ОН -

При добавлении к раствору гидроксида аммония хлорида аммония, соль как сильный электролит практически полностью диссоциирует на ионы NН 4 С1 > NН 4 + + С1 - и подавляет диссоциацию основания, равновесие которого смещается в сторону обратной реакции. Поэтому С (NН 4 ОН) ? С (основания); а С (NН 4 +) ? С (соли).

Если в буферном растворе С (NН 4 ОН) = С (NН 4 С1), то рН = 14 - рКосн. = 14 + lg 1,8.10-5 = 9,25.

Способность буферных смесей поддерживать практически постоянное значение рН раствора основана на том, что входящие в них компоненты связывают ионы Н+ и ОН-, вводимые в раствор или образующиеся в результате реакции, протекающей в этом растворе. При добавлении к аммиачной буферной смеси сильной кислоты, ионы Н+ будут связываться молекулами аммиака или гидроксида аммония, а не увеличивать концентрацию ионов Н+ и уменьшать рН раствора.

При добавлении щелочи ионы ОН - будут связывать ионы NН 4 +, образуя при этом малодиссоциированное соединение, а не увеличивать рН раствора.

Буферное действие прекращается, как только одна из составных частей буферного раствора (сопряженное основание или сопряженная кислота) полностью израсходуется.

Для количественной характеристики способности буферного раствора противостоять влиянию сильных кислот и оснований используется величина, называемая буферной емкостью. По мере увеличения концентрации буферного раствора возрастает его способность сопротивляться изменению рН при добавлении кислот или щелочей.

Свойство растворов сохранять значение рН в определенных пределах при добавлении небольших количеств кислоты или щелочи называется буферным действием. Растворы, обладающие буферным действием, называются буферными смесями.

Для случая титрования: щавелевая кислота и гидроксид калия, изобразите кривую титрования, укажите случай титрования, скачок титрования, точку эквивалентности, используемые индикаторы

Скачок титрования: pH = 4-10. Максимальная ошибка в% - меньше 0.4.

Индикаторы - тимолфталеин, фенолфталеин.

Восстановитель, какие элементы периодической системы элементов могут быть восстановителями и почему?

Восстановитель - это вещество, которое в ходе реакции отдает электроны, т.е. окисляется.

Восстановителями могут быть нейтральные атомы, отрицательно заряженные ионы неметаллов, положительно заряженные ионы металлов в низшей степени окисления, сложные ионы и молекулы, содержащие атомы в состоянии промежуточной степени окисления.

Нейтральные атомы. Типичными восстановителями являются атомы, на внешнем энергетическом уровне которых имеется от 1 до 3 электронов. К этой группе восстановителей относятся металлы, т.е. s-, d - и f-элементы. Восстановительные свойства проявляют и неметаллы, например водород и углерод. В химических реакциях они отдают электроны.

Сильными восстановителями являются атомы с малым потенциалом ионизации. К ним относятся атомы элементов двух первых главных подгрупп периодической системы элементов Д.И. Менделеева (щелочные и щелочноземельные металлы), а также Аl, Fe и др.

В главных подгруппах периодической системы восстановительная способность нейтральных атомов растет с увеличением радиуса атомов. Так, например, в ряду Li - Fr более слабым восстановителем будет Li, а сильным - Fr, который вообще является самым сильным восстановителем из всех элементов периодической системы.

Отрицательно заряженные ионы неметаллов. Отрицательно заряженные ионы образуются присоединением к нейтральному атому неметалла одного или несколько электронов:

Так, например, нейтральные атомы серы, йода, имеющие на внешних уровнях 6 и 7 электронов, могут присоединить соответственно 2 и 1 электрон и превратиться в отрицательно заряженные ионы.

Отрицательно заряженные ионы являются сильными восстановителями, так как они могут при соответствующих условиях отдавать не только слабо удерживаемые избыточные электроны, но и электроны со своего внешнего уровня. При этом, чем более активен неметалл как окислитель, тем слабее его восстановительная способность в состоянии отрицательного иона. И наоборот, чем менее активен неметалл как окислитель, тем активнее он в состоянии отрицательного иона как восстановитель.

Восстановительная способность отрицательно заряженных ионов при одинаковой величине заряда растет с увеличением радиуса атома. Поэтому, например, в группе галогенов ион йода обладает большей восстановительной способностью, чем ионы брома и хлора, a фтор - восстановительных свойств совсем не проявляет.

Положительно заряженные ионы металлов в низшей степени окисления. Ионы металлов в низшей степени окисления образуются из нейтральных атомов в результате отдачи только части электронов с внешней оболочки. Так, например, атомы олова, хрома, железа, меди и церия, вступая во взаимодействие с другими веществами, вначале могут отдать минимальное число электронов.

Ионы металлов в низшей степени окисления могут проявлять восстановительные свойства, если у них возможны состояния с более высокой степенью окисления.

В уравнении ОВР расставьте коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель.

K 2 Cr 2 O 7 + 6FeSO 4 + 7H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + 3Fe 2 (SO 4) 3 + 7H 2 O

1 Cr 2 +6 +3е x 2 Cr 2 +3 окислитель

6 Fe +2 - 1е Fe +3 восстановитель

2KMnO 4 + 5H 2 S + 3H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2MnSO4 + 5S + 8H 2 O

2 Mn +7 + 5е Mn +2 окислитель

5 S -2 - 2е S 0 восстановитель

ВВЕДЕНИЕ

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ (буферные смеси, буферы) - растворы, содержащие буферные системы и обладающие вследствие этого способностью поддерживать рН на постоянном уровне. Их обычно готовят путем растворения в воде взятых в соответствующих пропорциях слабой кислоты и ее соли, образованной щелочным металлом, частичной нейтрализацией слабой кислоты сильной щелочью или слабого основания сильной кислотой, растворением смеси солей многоосновной кислоты. Величина рН приготовленных таким образом буферных растворов незначительно меняется с температурой. Интервал значений рН, в котором буферный раствор обладает устойчивыми буферными свойствами, лежит в пределах рК ± 1 (рК - отрицательный десятичный логарифм константы диссоциации слабой кислоты, входящей в его состав). Наиболее известными буферными растворами являются: глициновый Серенсена, ацетатный Вальполя, фосфатный Серенсена, боратный Палича, вероналовый Михаэлиса, карбонатный Кольтгофа, трис-буфер, универсальный вероналовый Михаэлиса и др.

В лабораторной практике буферные растворы применяются для сохранения активной реакции среды на определенном неизменном уровне и для определения водородного показателя (рН) - в качестве стандартных растворов с устойчивыми значениями рН и др.

БУФЕРНЫЕ СМЕСИ

Если к раствору какой-либо кислоты или щелочи прибавить воду, то, разумеется, концентрация ионов водорода или гидроксила соответственно уменьшается. Но если прибавить некоторое количество воды к смеси уксусной кислоты и ацетата натрия или к смеси гидроокиси аммония и хлорида аммония, то концентрация ионов водорода и гидроксила в этих растворах не изменится.

Свойства некоторых растворов сохранять неизменной концентрацию ионов водорода при разбавлении, а также при добавлении небольших количеств сильных кислот или щелочей известно под названием буферного действия.

Растворы, содержащие одновременно какую-либо слабую кислоту и ее соль или какое-либо слабое основание и его соль и оказывающие буферное действие, называют буферными растворами. Буферные растворы можно рассматривать как смеси электролитов, имеющих одноименные ионы. Присутствие в растворе слабой кислоты или слабого основания и их солей уменьшает влияние разбавления или действия других кислот и основании на рН раствора.

Такими буферными растворами являются следующие смеси СН 3 СООН+СН 3 С OON а, NH 4 OH + NH 4 Cl , Na 2 CO 3 + NaHCO 3 и др.

Буферный растворы, представляющие собой смеси слабых кислот и их солей, как правило имеют кислую реакцию (рН<7). Например, буферная смесь 0,1М раствора СН 3 СООР + 0,1М раствора СН 3 СО ONa имеет рН = 4,7.

Буферные растворы, представляющие собой смеси слабых основании и их солей, как правило, имеют щелочную реакцию (рН>7). Например, буферная смесь 0,1М раствора N Н 4 ОН + 0,1М раствора N Н 4 С1 имеет рН = 9,3.

Кислотно-основные буферные растворы

В широком смысле буферными называют системы, поддерживающие определенное значение какого-либо параметра при изменении состава. Буферные растворы могут быть

кислотно-основными - поддерживают постоянное значение рН при добавлении небольших количеств кислоты или основания.

Окислительно-восстановительными сохраняют постоянным потенциал системы при введении окислителей или восстановителей.

известны металлобуферные растворы, которые поддерживают постоянное значение рН.

Во всех случаях буферный раствор представляет собой сопряженную пару. В частности, кислотно-основные буферные растворы содержат сопряженную кислотно-основную пару. Буферное действие этих растворов обусловлено наличием кислотно-основного равновесия общего типа:

НА ↔ Н + + А -

кислота сопряженное

Основание

В + Н + ↔ ВН +

О снование сопряженная

Кислота

Так как в данном разделе рассматриваются только кислотно-основные буферные растворы, будем называть их буферными, опуская в названии «кислотно-основные».

Буферными растворами называют растворы, поддерживающие постоянное значение рН при разбавлении и добавлении небольших количеств кислоты или основания.

Классификация буферных систем

1. смеси растворов слабых кислот и их солей. Например, ацетатный буферный раствор.

2. смеси растворов слабых оснований и их солей. Например, аммонийный буферный раствор.

3. смеси растворов солей многоосновных кислот различной степени замещения. Например, фосфатный буферный раствор.

4. ионы и молекулы амфолитов. К ним относятся, например, аминокислоты и белковые буферные системы. Находясь в изоэлектрическом состоянии, аминокислоты и белки не являются буферными. Буферное действие проявляется только тогда, когда к ним добавляется некоторое количество кислоты или щелочи. При этом образуется смесь двух форм белка: а) слабая «белок кислота» + соль этой слабой кислоты; б) слабое «белок основание» + соль этого слабого основания. Таким образом, этот тип буферных систем можно отнести к буферным системам первого или второго типа.

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:

CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +

(1).

Из (1) следует, что концентрация ионов водорода равна

(2)

В присутствии CH 3 COONa кислотно-основное равновесие уксусной кислоты сдвинуто влево. Поэтому концентрация недиссоциированной уксусной кислоты практически равна концентрации кислоты, т.е. [СН 3 COOH ] = с кисл.

Главный источник ацетат-ионов сильный электролит CH 3 COONa :

CH 3 COONa → Na + + CH 3 COO - ,

Поэтому можно принять, что [ CH 3 COO - ] = 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.

NH 3 × H 2 O = NH 4 OH ↔ NH 4 + + 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 NH 4 Cl кислотно-основное равновесие сдвинуто влево. Поэтому концентрация недиссоциированного аммиака практически равна концентрации аммиака, т.е. [ NH 4 OH ] = с осн.

Главный источник катионов аммония сильный электролит NH 4 Cl :

NH 4 Cl → NH 4 + + Cl - ,

Поэтому можно принять, что [ NH 4 + ] = 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 (Na 2 HPO 4 ) и дигидрофосфата (NaH 2 PO 4 ) натрия. В основе ее действия лежит кислотно-основное равновесие:

H 2 PO 4 - ↔ Н + + HPO 4 2-

Слабая кислота сопряженное основание

(10)

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

[ H 2 PO 4 - ] = c (H 2 PO 4 - ); [ HPO 4 2- ] = c (HPO 4 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 (H 2 PO 4 - ) отрицательный десятичный логарифм константы диссоциации

фосфорной кислоты по второй ступени; с (H 2 PO 4 - ) и с (HPO 4 2- ) соответственно концентрации кислоты и соли.

Свойства буферных растворов

Значение рН буферных растворов остается неизменным при разбавлении, что следует из уравнения Гендерсона-Хассельбаха. При разбавлении буферного раствора водой концентрации обоих компонентов смеси уменьшаются в одинаковое число раз. Следовательно, величина рН при этом не должна изменяться. Однако опыт показывает, что некоторое изменение рН, хотя и незначительное, все же происходит. Это объясняется тем, что уравнение Гендерсона-Хассельбаха является приближенным и не учитывает межионных взаимодействий. При точных расчетах следует учитывать изменение коэффициентов активности сопряженных кислоты и основания.

Буферные растворы мало изменяют рН при добавлении небольших количеств кислоты или основания. Способность буферных растворов поддерживать постоянство рН при добавлении к ним небольших количеств сильной кислоты или сильного основания, основана на том, что одна составная часть буферного раствора может взаимодействовать с H + прибавляемой кислоты, а другая с OH - прибавляемого основания. Вследствие этого буферная система может связывать как H + , так и OH - и до определенного предела сохранять постоянство величины рН. Продемонстрируем это на примере формиатной буферной системы, представляющей собой сопряженную кислотно-основную пару HCOOH / HCOO - . Равновесие в растворе формиатного буферного раствора можно представить уравнением:

HCOOH ↔ HCOO - + H +

При добавлении сильной кислоты сопряженное основание HCOO - связывает добавленные ионы H + , превращаясь в слабую муравьиную кислоту:

HCOO - + H + ↔ HCOOH

В соответствии с принципом Ле Шателье равновесие смещается влево.

При добавлении щелочи протоны муравьиной кислоты связывают добавленные ионы ОН - в молекулы воды:

HCOOH + ОН - → HCOO - + H 2 O

Кислотно-основное равновесие согласно Ле Шателье смещается вправо.

В обоих случаях происходят небольшие изменения в соотношении HCOOH / HCOO - , но логарифм этого соотношения меняется мало. Следовательно, незначительно меняется и рН раствора.

Сущность буферного действия

Действие буферных растворов основано на том, что отдельные компоненты буферных смесей связывают ионы водорода или гидроксила вводимых в них кислот и основании с образованием слабых электролитов. Например, если к буферному раствору, содержащему слабую кислоту НА n и соль этой кислоты Kt А n , прибавить щелочь, то произойдет реакция образования слабого электролита-воды:

Н + + ОН → Н 2 О

Следовательно, если к буферному раствору, содержащему кислоту, прибавить щелочь, то ионы водорода, образующиеся при электролитической диссоциации кислоты НА n , связываются с ионами гидроксила прибавленной щелочи, образуя слабый электролит-воду. Вместо израсходованных ионов водорода, вследствие последующей диссоциации кислоты НА n , появляются новые ионы водорода. В результате прежняя концентрация Н + - ионов в буферном растворе восстановятся до первоначального значения.

Если к указанной буферной смеси прибавить сильную кислоту, то произойдет реакция:

Н + + А n - → НА n

т.е. А n - - ионы, образующиеся при электролитической диссоциации соли К t А n , соединяясь с ионами водорода прибавленной кислоты, образуют молекулы слабой кислоты. Поэтому концентрация ионов водорода от прибавленной сильной кислоты к буферной смеси практически не изменится. Подобным же образом можно объяснить действие других буферных смесей.

Значение рН в буферных растворах

Меняя соотношения и можно получить буферные

растворы, отличающиеся плавным изменением рН от них минимально возможных значений. В водном растворе слабой кислоты

[ Н + ] = √K HAn * C HAn

откуда

pH = − lg [ Н + ] = − − lg K HAn − − lg C HAn

Но так как K HAn представляет собой постоянную величину, то ее лучшее представить в виде pK HAn т.е. показателя константы электролитической диссоциации: pK Han = − lg K HAn .

Тогда получим, что в водном растворе слабой кислоты:

рН = − lg [Н + ] = − − pK HAn − − pC HAn

По мере прибавления к водному раствору слабой кислоты ее соли рН раствора будет меняться.

Согласно уравнению, в растворе, содержащем смесь слабой кислоты и ее соли [Н + ] = K HAn

то

рН = − lg [Н + ] = − lg K HAn − lg C HAn + lg C Kt А n .

Аналогично выводим формулу применительно к слабым основаниям:

[ОН ] = √K KtOH * C KtOH

pOH = − lg [ ОН ] = − − lg K KtOH − − lg C KtOH

Концентрацию ионов водорода также выражают следующей формулой [Н + ] = , поэтому

рН = pK w − (− pK KtOH − − lg C KtOH )

Согласно уравнению, в растворе, содержащем смесь слабого основания и его соли

[ Н + ] =

т . е .

рН = − lg [ Н + ] = − lg K w + lg K KtOH − lgC Kt А n + lg C KtOH.

Нет никакой необходимости запоминать выведенные формулу значении рН, так как они очень легко выводятся путем логарифмирования простых формул, выражающих значение [Н + ].

Буферная емкость

Способность буферных растворов поддерживать постоянство значения рН небезгранична и зависит от качественного состава буферного раствора и концентрации его компонентов. При добавлении к буферному раствору значительных количеств сильной кислоты или щелочи наблюдается заметное изменение рН. причем для различных буферных смесей, отличающихся друг от друга по составу, отличающихся друг от друга по составу, буферное действие неодинаково. Следовательно, буферные смеси можно различать по силе оказываемого ими сопротивления по отношению к действию кислот и щелочей, вводимых в буферный раствор в одинаковых количествах и определенной концентрации. Предельное количество кислоты или щелочи определенной концентрации (в моль/л или г-экв/л), которое можно добавить к буферному раствору, чтобы значение рН его изменилось только на одну единицу, называют буферной емкостью.

Если величина [Н + ] одного буферного раствора изменяется при добавленной сильной кислоты меньше, чем величина [Н + ] другого буферного раствора при добавлении того же количества кислоты, то первая смесь обладает большей буферной емкостью. Для одного и того же буферного раствора буферная емкость тем больше, чем выше концентрация его компонентов.

Буферные свойства растворов сильных кислот и оснований.

Растворы сильных кислот и оснований при достаточно высокой концентрации тоже обладают буферным действием. Сопряженными системами в этом случае являются Н 3 О + /Н 2 О для сильных кислот и ОН - /Н 2 О для сильных оснований. Сильные кислоты и основания полностью диссоциированы в водных растворах и поэтому характеризуются высокой концентрацией ионов гидроксония или гидроксил - ионов. Добавление к их растворам небольших количеств сильной кислоты или сильного основания, поэтому оказывает лишь незначительное влияние на рН раствора.

Приготовление буферных растворов

1. Разбавлением в мерной колбе соответствующих фиксаналов.

2. Смешением рассчитанных по уравнению Гендерсона-Хассельбаха количеств подходящих сопряженных кислотно-основных пар.

3. Частичной нейтрализацией слабой кислоты сильной щелочью или слабого основания сильной кислотой.

Так как буферные свойства проявляются очень слабо, если концентрация одного компонента в 10 раз и более отличается от концентрации другого, буферные растворы часто готовят смешением растворов равной концентрации обоих компонентов или прибавлением к раствору одного компонента соответствующего количества реагента, приводящего к образованию равной концентрации сопряженной формы. В справочной литературе имеются подробные рецепты приготовления буферных растворов для различных значений рН.

Применение буферных растворов в химическом анализе

Буферные растворы широко применяют в химическом анализе в тех случаях, когда по условиям опыта химическая реакция должна протекать при соблюдении точного значения рН, не меняющегося при разбавлении раствора или при добавлении к нему других реагентов. Например, при проведении реакции окисления-восстановления, при осаждении сульфидов, гидроокисей, карбонатов, хроматов, фосфатов и др.

Приведем некоторые случаи использования их в целях анализа:

Ацетатный буферный раствор (СНзСООН + СН 3 СОО Na ; рН = 5) применяют при осаждении осадков, неосаждаемых в кислых или щелочных растворах. Вредное влияние кислот подавляет ацетат натрия, который вступает в реакцию с сильной кислотой. Например:

НС1 + СН 3 СОО N а → СН 3 СООН + Na С1

или в ионной форме

Н + + СН 3 СОО → СН 3 СООН.

Аммиачно -аммонийный буферный раствор (N Н 4 ОН + N Н 4 С1; рН = 9) применяют при осаждении карбонатов бария, стронция, кальция и отделения их от ионов магния; при осаждении сульфидов никеля, кобальта, цинка, марганца, железа; а также при выделении гидроокисей алюминия, хрома, бериллия, титана, циркония, железа и т.п.

Формиатный буферный раствор (НСООН + НСОО N а; рН = 2) применяют при отделении ионов цинка, осаждаемых в виде ZnS в присутствии ионов кобальта, никеля, марганца, железа, алюминия и хрома.

Фосфатный буферный раствор (N а 2 НРО 4 + N аН 2 РО; рН = 8) использует при проведении многих реакции окисления-восстановления.

Для успешного применения буферных смесей в целях анализа необходимо помнить о том, что не всякая буферная смесь пригодна для анализа. Буферную смесь выбирают в зависимости от ее назначения. Она должна удовлетворять определенному качественному составу, а ее компоненты должны присутствовать в растворе в определенных количествах, так как действие буферных смесей зависит от соотношения концентрации их компонентов.

Выше перечисленное можно представить в виде таблицы.

Буферные растворы, применяемые в анализе

Буферная смесь	Состав смеси (при молярном соотношении 1:1)	рН
Формиатная	Муравьиная кислота и формиат натрия
Бензоатная	Бензойная кислота и бензоат аммония
Ацетатная	Уксусная кислота и ацетат натрия
Фосфатная	Одназамещенный и двухзамещенный фосфат натрия
Аммонийная	Гидроксид аммония и хлорид аммония

Буферным действием обладают также смеси кислых солей с различной замещенностью водорода металлом. Например, в буферной смеси дигидрофосфата и гидрофосфата натрия первая соль играет роль слабой кислоты, а вторая роль ее соли.

Варьируя концентрацию слабой кислоты и ее соли, удается получить буферные растворы с заданными величинами рН.

В животных и растительных организмах также действуют сложные буферные системы, поддерживающие постоянными рН крови, лимфы и других жидкостей. Буферными свойствами обладает и почва, которой свойственно противодействовать внешним факторам, изменяющим рН почвенного раствора, например при введении в почву кислот или основании.

ЗАКЛЮЧЕНИЕ

Итак, буферными растворами называют растворы, поддерживающие постоянное значение рН при разбавлении и добавлении небольших количеств кислоты или основания. Важным свойством буферных растворов является их способность сохранять постоянное значение рН при разбавлении раствора. Растворы кислот и оснований не могут называться буферными растворами, т.к. при разбавлении их водой рН раствора изменяется. Наиболее эффективные буферные растворы готовят из растворов слабой кислоты и ее соли или слабого основания и его соли

Буферные растворы можно рассматривать как смеси электролитов, имеющих одноименные ионы. Буферные растворы играют важную роль во многих технологических процессах. Они используются, например, при электрохимическом нанесении защитных покрытий, в производстве красителей, кожи, фотоматериалов. Широко используют буферные растворы в химическом анализе и для калибровки рН-метров.

Многие биологические жидкости являются буферными растворами. Например, рН крови в организме человека поддерживается в пределах от 7,35 до 7,45; желудочного сока от 1,6 до 1,8; слюны от 6,35 до 6,85. Компонентами таких растворов являются карбонаты, фосфаты и белки. В бактериологических исследованиях при выращивании бактерий тоже приходится использовать буферные растворы.

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1. Крешков А.П. Основы аналитической химии. Кн.1. - М: Химия, 1965г. -498 с.

2. Цитович И.К. Курс аналитической химии: Учебник для вузов. - СПб.: «Лань», 2007г.- 496 с.

3. Крешков А.П., Ярославцев А.А. Курс аналитической химии. Кн.1. Качественный анализ.- 2-е изд.переработанное. - М.:Химия, 1964г - 432 с.

4. Химия: справочник для старшеклассников и поступающих в вузы / Под ред. Лидии Р.А., Аликберова Л.Ю. - М.:АСТ-ПРЕСС ШКОЛА, 2007г. -512с.

5. Осипов Ю.С., Большая Российская энциклопедия: в 30 т. Т.4.- М.: Большая Российская энциклопедия 2006г. - 751 с.

6. Михайленко Я.И., Введение в химический анализ, Госхимтехиздат, 1933г.