Amónsky acetátový pufor. Systém vyrovnávacej pamäte amoniaku sa skladá z dvoch zložiek. Použitie vyrovnávacích roztokov v chemickej analýze

Jednou z hlavných vlastností živých organizmov je udržiavať homeostázu kyseliny na určitej úrovni. Prololitická homeostáza - stálosť pH biologických tekutín, tkanín a orgánov. Toto je expresia v dostatočne konštantných hodnotách pH biologického média (krv, slina, tráviace šťavy Atď.) A schopnosť tela obnoviť normálne hodnoty pH, keď sú vystavené protolitom. Podpora systému protolytická homeostáza,zahŕňa nielen fyziologické mechanizmy (pľúcne a obličkovej kompenzácie), ale aj fyzikálno-chemické: buffer efekt, iónová výmena a difúzia.

Riešenia vyrovnávacej pamäte zavolaný riešenia, ktoré si zachovávajú hodnoty pH pri zriedení alebo pridaní malého množstva silnej kyseliny alebo bázu. Roztoky protolytických pufrov predstavujú zmesi elektrolytov obsahujúcich komponymné ióny.

Rozlišujú sa základné proto-cenzionálne nárazníkové roztoky dvoch typov:

Kyslý tón pozostáva z slabej kyseliny a nadbytku konjugovanej bázy (soli vytvorená silnou bázou a aniónom tejto kyseliny). Napríklad: CH3 SOAM a CH3 CONA-ACTATE-ACTIVE

CH3 COAM + H20 ↔ H3O + + CH 3 SOO - prebytok konjugátu

základ

CH 3 SONA → NA + + CH 3 COO -

Hlavný, t.j. Pozostávajúce zo slabej bázy a nadbytku konjugátu kyseliny s ním (tj soli tvorené silnou kyselinou a katiónovou základňou). Napríklad: NH40H a NH4CI-Amoniakový tlmivý roztok.

NH3 + H20 ↔ OH - + NH4 + Prebytok

Základňa

konjugovaný

NH4CI-\u003e Cl - + NH4 + kyseliny

Rovnica vyrovnávacej pamäte vypočítava Gasselbach Gasselbach vzorec:

pH \u003d rk + ℓg, POH \u003d pk + ℓg
,

kde RK \u003d -GG do D.

C - molárna alebo ekvivalentná koncentrácia elektrolytu (c \u003d v n)

Mechanizmus pôsobenia vyrovnávacích roztokov

Zvážte ho na príklad acetátového pufra: CH 3 SOAM + CH3 CONA

Vysoká koncentrácia acetátových iónov je spôsobená celkovou disociáciou silného elektrolytu - octanu sodného a kyselina octová v prítomnosti aniónu rovnakého mena existuje v roztoku v takmer neionizovanej forme.

S pridaním malého množstva kyseliny chlorovodíkovej sú H + ióny spojené s konjugovanou bázou CH3 dostupného v roztoku na slabý elektrolyt CH3 COXY.

CH3 COO ~ + H + ↔ CH3COOH (1)

Z rovnice (1) možno vidieť, že silná kyselina NC1 je nahradená ekvivalentným množstvom slabých kyselín CH3 COXY. Množstvo CH3 z COXY sa zvyšuje podľa zákona oriedenia V. Ostelald, stupeň disociácie sa znižuje. V dôsledku toho sa zvyšuje koncentrácia iónov H + v pufri, ale veľmi mierne. PH je kontinuálne.

Pri pridávaní kyseliny na pufor pH sa stanoví vzorcom:

pH \u003d rk + ℓg

Keď sa k brieferovi pridá malé množstvo alkálií, jeho reakcia s CH3 Coxy. Molekuly kyseliny octovej budú reagovať s hydroxidovými iónmi s tvorbou H20 a CH3 SOO ~:

CH3 COO + OH ~ ↔ CH3 COO ~ + H20 (2)

Výsledkom je, že alkálie je nahradené ekvivalentným počtom slabo-domácej soli CH3 COONA. Množstvo CH3 čoskoro klesá, podľa zákona oriedenia V. Ostelald, stupeň disociácie zvyšuje v dôsledku potenciálnej kyslosti zvyšných neopakovaných molekúl CH3 COXY. V dôsledku toho sa koncentrácia iónov H + prakticky nezmení. PH zostáva konštantná.

Pri pridávaní alkálií sa pH stanoví vzorcom:

pH \u003d rk + ℓg

Pri riedení pH pufra sa tiež nezmení, pretože Disociácia konštanta a pomer zložiek zostávajú nezmenený.

Pohybové pH závisí od: disociačných konštánt a koncentračného pomeru zložiek. Ako tieto množstvá sú viac, tým väčší pH pufer. PH pufer bude najväčší v pomere zložiek rovných jednej.

Pre kvantitatívne charakteristiky vyrovnávacej pamäte predstavuje koncepciu nádrž.

Veľkosť: px.

Začnite zobrazovať z Stránky:

Prepis.

2 Hlavné otázky: 1. Nárazové systémy, zloženie a mechanizmus ich pôsobenia 2. Acetát, fosfát, amoniak, uhľovodíkový, hemoglobínový pufre 3. Výpočet roztokov pufra pH. 4. Schopnosť vyrovnávacej pamäte a faktory ovplyvňujúce 5. hodnotu tlmivých systémov pre chémiu a biológiu, medicína a farmáciu

3 V procese metabolizmu v našom tele sa rozlišuje mnoho kyselín chlorovodíkovej, peer-stupeň, mliečne výrobky. Ale voruzmus je prísne zachovaný. Konštanta pH biologického prostredia je podporovaná nielen s pomocou fyziologických mechanizmov (pľúcnych a obličkových kompenzácií), ale myšlienkou fyzikálno-chemického pufra, výmenu iónov a difúzie. Udržiavajúc sa na danej úrovni kyslej rovnováhy je zabezpečená na molekulárnych ťahoch.

4 roztoky, ktoré si zachovávajú konštantnú hodnotu pH s pridaním malých množstiev silných kyselín a alkálie, ako aj pri zriedení, sa nazývajú protolytické pufrovacie systémy. Schopnosť niektorých riešení udržiavať nezmenenú koncentráciu vodíkových iónov bol názov tlmivej akcie, ktorý je základným mechanizmom theprotolithokomestázy. Riešenia vyrovnávacej pamäte sú zmesou slabej bázy alebo slabej kyseliny a ich solí. V nárazníckych roztokoch podľa teórie Brenstess Lourry sú hlavné "herecké" komponenty formonoaakptofotons.

5 Bufferové roztoky sa môžu pripraviť dvoma spôsobmi: 1. čiastočnú neutralizáciu slabého elektrolytu so silným elektrolytom: CH3 COXY (nadbytok) + NaOH; NaOH (nadbytok) + HCl 2. Miešanie roztokov slabých elektrolytov so svojimi solimi (alebo dva soli): CH3SOAM a CH3 CONA; NH3 a NH4CI; NAN 2 PO 4 a NA 2 NRA 4

6 Príčinou výskytu nových akcií pufra v roztokoch je kombinovať niekoľko protolytických rovnováhou v (báz) + H + HB + (con. Kyselina) na (kyseliny) H + + A - (SOPR. Base) Kyselina konjugátu- Hlavné páry HB + / W / A - sa nazývajú vyrovnávacie systémy, ktoré sú kombinovanou environmentálnou procesorovou inhydrolýzou.

7 Protolitické systémy teda pozostávajú: z dvoch zložiek. I. Slabý konjugát. Kyslá báza II. Slabá báza je konjugát. Kyselina jedna zo zložiek sa viaže H + silná kyselina, druhá je pevnosť.

8 Klasifikačné vyrovnávacie pamäte I. Kyselinové tlmivé systémy. Existuje zmes slabých kyselín na (protónový darca) a jej soľ A - (AcceptorPertron). Q acetát: CH3SOAM + CH3 CONA CH33 SOO SOO q Hydrocarbonát: Slabý Kyselina konjugát Base H2 s NSO 3 3

9 II. Hlavné vyrovnávacie systémy. Existuje zmes slabého základu (protón akceptor) a jej soli (donorproton). Systém tlmivý roztok amónia: Zmes slabej bázy NH3H2H20 (protónová akceptor) soli silného elektrolytu NH + 4 (Donor Proton). Akčná zóna vyrovnávacej pamäte 8.2-10.2 NH4 NHOH + 4 Slabá bázická konjugátová kyselina

10 III. Soľné pufre. KN 2 PO 4 + K 2 NRO4 IntrakLets NaH 2 PO4 + Na2HPO 4 vonkajšie bunky Systém hydrofosfátového pufra (nárazníková zóna pH 6,2 8,2). Je to zmes slabej kyseliny H2PE-4 (protónová donor) Jesolinro 2-4 (AcceptorPertron) H2-NRU základu konjugátu slabého kyseliny

11 IV. Aminokyselinové a proteínové pufrové systémy. Účinok vyrovnávacej pamäte týchto pufrových systémov sa začne zobraziť, keď sa k nim pridá množstvo kyseliny alebo alkálií. Tvarovanie múdzí: a) slabá "proteínová kyselina" + soľ tejto slabej kyseliny B) slabej "báz" + soľ tejto slabej bázy

12 Výpočet pH pufrových systémov (rovnica Gende Gasselbach) na príklade roztoku acetátového pufra sa považuje za obvinený na bufedystémy. CHOP čoskoro CHONA CONA octate sodný takmer 3 plnohodnotný: CH3CH3HOHO-+ H + 3 Kyselina octová sa disociuje len do malého stupňa: CH3CH3CO-+ H + Aplikujte zákon účinnej hmotnosti disociačnej kyseliny Masí:

13 Prikázanie octanu sodného Rovnováha disociácie kyseliny octovej je silne posunutá na ľavú interkomunikáciu s princípom zásady. Takmer všetka kyselina v takomto roztoku sa zavádza formou vyrovnania jeho celkového množstva disociovaného, \u200b\u200btvoriaceho H + ióny a poskytnutie kyslého roztoku roztoku. Z tohto dôvodu sa rovnovážna koncentrácia chorých separovanej kyseliny v tomto roztoku takmer rovná celkovej koncentrácii, t.j. C (CH3 COXY) je rovnaké. C (kyselina). Koncentrácia acetátových iónov v pufrovej zmesi sa takmer rovná počiatočnému monitorovaniu soli: C (CH3-SO) C (soľ).

14 Vioravnizačná konštanta disociačného substitučného substitučného substitučného substitučného substitučného substitučného substitučného substitučného substitučného substitučného činidla, dostaneme sa do D \u003d C s vami prohom pripomínajúce príznaky na reverzné, získavame: Soli, LGC \u003d LGK DC pre vás, pretože LG C (H +) \u003d pH a LGKD \u003d RK kyselina, potom + \u003d K d s s solimi

15 PH \u003d PK na vás LG C s vami soli alebo pH \u003d PK pre vás + LG s kyselinou soľou Táto rovnica sa nazýva rovnica Gender-Garbacha. To je hlavná rovnica, ktorá sa používa na opis kyselín-alkalických rovnovážnych systémov.

16 Po podobnom produkte pre hlavné vyrovnávacie systémy: POH pH \u003d 14 pK, hlavný pK + OSR LG s LG C (soľ) (bázou) s C (soľ) (bázou) z rovníc, ktoré môže vidieť, že pH Kyslý (hlavný) tlmivý systém závisí od povahy slabého elektrolytu (RK (kyselina), RK (bázou), na pomere koncentrácií solí a kyseliny (báz) ITOTMEtum.

17 Treba poznamenať, že nárazníkové systémy sú účinne podporované vadiiapazónmi: RK (kyseliny) ± 1 pre kyseliny; 14 (RK (základňa) ± 1) pre základné systémy. Mechanizmus pôsobenia tlmivých systémov. 1. Devitalizácia. Pri riedení koncentrácie koncentrácie vody izolátu sa voda zníži o rovnaký počet časov, bohatstvo LG C (soľ) / S (kyselina) sa nemení, preto pH pufrového roztoku sa prakticky nezmení. Okrem toho kyselina ILC založenia nezávislosti. 2. Addukcia kyselín. Pri pridaní do acetátového pufra z malého množstva silných kyselín + (predtým vyšetrenie)

18 sú spojené so sazetat-iónmi obsiahnutými dovolenkou, s tvorbou slabo rozpúšťacích molekúl CH3 COXY. Stupeň disociácie CH3 SONE je malý a koncentrácia [H +] sa prakticky nezmení, pH tlmivého roztoku sa zníži, ale mierne. CH3 COON CH3 COONA + HCl CH3COOH + NaCl X X X Buffer PHFL pH \u003d RK pre vás + LG C so soľou pre vás X + X

19 Pri pridávaní malého množstva NaOH sa OH - ióny neutralizujú kyslou zložkou tlmivého roztoku, zbierku molekulačných látok. CH3 COON + NaOH CH3 COONA + H20 XXX CH3 COONA Buffer V dôsledku toho je pridaná silná báza nahradená ekvivalentným množstvom slabého konjugovaného báz CH3, ktoré v menšej miere postihuje reakciu médium. Hodnota pH nárazníka sa zvyšuje, ale mierne.

20 pH pH \u003d RK pre vás + LG C so soľou pre vás + X x Príklad: Porovnajte zmenu pH prechodu 0,01 mol chloridu cez 1 l: acetátový pufor P-RA obsahujúci 0,1 mol / 1 soli a kyseliny; V Destilovaná voda Počiatočné ZN-EE pH pufra P-Ra sa rovná pH \u003d RKSN 3 COXY \u003d 4,75, pretože C pre vás \u003d zo soli po pridaní HCl: pH \u003d 4,75 + lg 0,1 0,01 0,1 + 0,01 pH \u003d 4,66; Ррн \u200b\u200b\u003d 4, \u003d 0,09 pH jednotky

21 V pH \u003d 7 pre destilovanú vodu. Po prechode 0,01 mol HCl pH \u003d -LG 0,01 \u003d 2; A РН \u003d 7 2 \u003d 5 pH Jednotky Schopnosť vyrovnávacieho roztoku na udržanie pH ako silného pridávania kyselín sa pridá alebo silná alkalika pri približne na konštantnej úrovni je ďaleko neupresenovaná, hodnoty hodnoty pufrovaného komplexu.

22 Obrazová kapacita bufferovej kapacity (B) je počet mólov ekvivalentu silnej kyseliny alebo zásad, ktoré sa musia pridať do 1 LBUFER a pH jednotky. Porupu bufferová kapacita systému sa stanoví vzhľadom na pridanú kyselinu (v oxy.) Alebo základni (alkalické) (v OSN) a vypočíta sa podľa vzorcov: v kyseline \u003d CH (ha) pH - pH 0 V (ha), V (b.p.) H v OSN. \u003d, pH - pH v (b) v (b.p.) kde v (ha), v (b) je objemy pridaných kyselín alebo zásad, atď.; S n \u003d (n), s H (c) molárnymi koncentráciami ekvivalencie kyseliny a alkalických látok; V (b.r) - objem počiatočného roztoku vyrovnávacej pamäte, L.; pH o, pH - hodnoty pH roztoku pufra na IOS pridávania kyseliny alebo alkálií; RN-pH o - difaktivity modulárne. C (b) 0

23 tlmivý nádrž vo vzťahu k Kkislot (v kyseline) sa stanoví koncentráciou (počet ekvivalentov) zložky borovíc; Nádoba vyrovnávacej pamäte v súvislosti s koncentráciou (v OSN) sa stanoví koncentráciou (počet ekvivalentov) s vlastnosťami zložiek v pufri.

24 vyrovnávacia kapacita závisí od pomeru zložiek koncentrácie a) pomer zložiek kyseliny 90 mmol 10 mmol \u003d \u003d \u003d mmol HCl + 10 mmol HCl \u003d \u003d LG4 \u003d 0,60 lg0.67 \u003d -0,17 \u003d 0,67 nárazníková kapacita maxima s pomerom zložiek rovnakej jednotky, s OX. \u003d OXY., ARN \u003d RK

25 b) Koncentrácia komponentov. Čím vyššia je koncentrácia, tým viac nádoby vyrovnávacej pamäte. Kyselina soli 20 mmol 50 \u003d 1 \u003d 1 20 mmol MMOL HCl + 10 mmol HCI \u003d 0,33 \u003d 0, LG0,33 \u003d 0,48 LG0,67 \u003d -0,17

26 Použitie akéhokoľvek pufrového systému je obmedzený na definovanú oblasť pH: pre systém valcovysystému \u003d kyselina RK ± 1; Presmerovacie systémy pH \u003d 14 - (RK základňa ± 1). Záver: Nádoba vyrovnávacej pamäte závisí najmä od pomeru koncentrácií zložiek absolútnych koncentrácií, akclain, vredov. Systémy pufra krvi Konštanta pH kvapalného média je predložená tlmivými systémami: uhľovodík, hemoglobín, fosfát, proteín. Účinok všetkých tlmivých systémov v tele je vzájomne prepojený, ktorý poskytuje biologické kŕmenie tekutiny pH. V ľudskom tele a zvierati sú tlmivé systémy v krvi (plazma a červené krvinky), v bunkách a intercelulárnom spaceshodrogychkykni.

27 Systémy pufrov v krvi sú reprezentované plazmatických pufrových systémov pomocou irytrocytových systémov. Kvitnúce krvné plazmatické buckarbonátové systémy 35% proteínu. 7% fosfát 2% pH \u003d 7,44% úlohy je reseponovaný. Predstavujú 44% bufferovej krvi. Nárazové systémy erytrocytov pH \u003d 7,25 hemoglobínu 35% uhľovodíkov 18% 56% systému organických fosfátov 3% na Igidol účty pre 56% pufrovanú krvnú nádrž.

Systém 28 uhľovodíkového čistiaceho systému Hydrocharbonátový tlmivý systém je 53% celkovej bunkovej krvnej nádrže (35% v plazme, 18% v červených krvinkách). Priamo merať koncentráciu kyseliny koalickej v krvi je takmer nemožná. Preto sa namiesto toho zavádza koncentrácia oxidu uhličitého na Rovnicu Gasselbach, je zavedená koncentrácia oxidu uhličitého. Toto je rovnica na príkladnú hodnotu: pH \u003d 6,1 + LG, kde RK \u003d LG (H2CO 3) \u003d 6.1

29 Prakticky captchas merajú čiastočný tlak oxidu uhličitého CO 2. Koncentrácia CO2 rozpusteného v plazme sa vypočíta, vynásobí konštantu rozpustnosti CO 2. Ak je exprimovaný v Kilopasscals (KPA), toxonista je 0,23, ak. RT. Umenie. 0,03. Preto, ak je p ω2 exprimovaný v kPA, rovnica získava nasledujúci formulár: pH \u003d 6,1 + LG parciálny tlak CO 2 v krvnej plazme je ~ 5,3 kPa (40 mm.rt.st.), ktorý zodpovedá Koncentrácia CO 2 ~ 1,2 mmol / l.

30 Parciálny tlak CO 2 v krvnej plazme je ~ 5,3 kPa (40 mm.rt.st.), ktorý zodpovedá koncentrácii CO2- 1,2 mmol / l. Koncentrácia uhľovodíkov iónov v extracelulárnej tekutine pri p z 2 \u003d 5,3 kPa je 24 mmol / l. Pomer extracelulárnej tekutiny [NO-3] / [CO2] (obidva hodnoty v mmol / l) je 20: 1. Podľa Gasselbachovho Gendersonovej rovnice tento pomer zodpovedá pH krvnej plazmy, rovný 7,4: pH \u003d 6,1 + LG24 / 1,2 \u003d 6,1 + LG20 \u003d 6,1 + 1,3 \u003d 7,4, čím sa aktívna reakcia plazmy arteriálnej krvi bohatých ľudí zodpovedá pH \u003d 7,40.

31 Pretože nákupné bikarbonáty sú väčšie, ako je tlmivý krvný systém významne väčší ako pre kyseliny ako na bázy. Má skvelé biologický význampretože Prístup k metabolizmu kyselín je vytvorený viac ako základy. Koncentrácia spôsobuje krvnú alkalitu. Alkalická krvná rezerva sa stanoví objemom oxidu uhličitého, ktorý sa absorbuje 100 cm3 krvi pri kontakte s fraktúrnou zmesou obsahujúcou 5,5% C02 pri tlaku 40 mm.T., ktorý zodpovedá tlaku reliéfu oxidu uhličitého . Alkalická rezerva krvi je 50-65% (objem) od 2.

32 príbuzných:< 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 Cranklalóza.

33 Alkalóza Pneumónia, astma dôslednosť hyperventilácie, vrátane intenzívnej ventilácie pľúc (pokles. Konc. CO 2). Alkalóza Negazna Strata veľkých množstiev HCl s vracaním eliminácie veľkých množstiev H + pri prijímaní diuretík Zavedenie veľkého množstva NaHCO 3 dlhodobý príjem minerálka s veľkou sódou. Karikatúra

34 Hlavné klinické prejavy s acidózou a acióznou acidózou: útlaku CNS, pri pH pod 7, útlak dosahuje takýto rozsah, v akom je orientácia stratená; Muž spadá do komatózny stav; Dýchanie s cieľom odstrániť oxid uhličitý ako adaptívnych alkalóznych reakcie: nadmerné vymedzenie nervového systému, ktorý je sprevádzaný tetonickými (konvulzívnymi) skratkami; môže prísť smrť z tetonickej redukcie dýchacích svalov

35 Korekcia kyslého základného stavu tela. Ako núdzová pomoc v oblasti acidózy sa však použije intravenózna infúzia hydrogenuhličitanu sodného, \u200b\u200bavšak, keď sa podáva v dôsledku neutralizácie, K-You sa pridelí z 2, čo znižuje účinnosť prostriedkov. Tento nedostatok trisamínu, väzbové redundantné protóny: H2N-C (CH 2OH) 3 + H + H3N + -C (CH 2P) 3. LAKTATNTNIATRY sa tiež používa ako prostriedok korekčnej acidózy. Na odstránenie javov alkalózy ako jedného z časových opatrení sa používa RR Ascorbic na-You.

36 Je možné zmeniť pH a v iných prostrediach prostredia, napríklad v rôznych oddeleniach tráviaceho traktu, najmä v žalúdku. So zníženou kyslosťou žalúdočnej šťavy sa zriedená soľná zmes predpísanou zvýšenou rôznymi antacidnými prípravkami: uhličitan horečnatý Mg (OH) 2 4 mgC03H20, oxid horečnatý, uhličitan vápenatý a calligin (granuly obsahujúce uhličitan horečnatý a barbonát sodný ). V samom srdci farmakologického pôsobenia všetkých kótovaných fondov leží p-inonitralizácia

37 Systém hemoglobínového pufra Systém hemoglobínového pufra je len v červených krvinkách. Mechanizmus jeho pôsobenia je spojený s pridávaním a dopadom kyslíka. V tomto ohľade sa hemoglobín (Hb) oxidoval N. 2 a obnovili NVV Forms. NNV + O 2 NNVO2H + + HBO-2 Kyselina NNV H + + NV Kyselina konjugovaný základný mechanizmus založený na reakciách: konjugátovej bázy

38 HBO-2+ H + NNVO 2 NVV + O 2 Zásada NNVO 2 kyselina NVV + H20 + HV + H20 OH + H2 na NV + H + NNV Kyselina Z vyššie uvedených schematických reakcií ukazuje, že pridanie Silnej kyseliny alebo silnej alkálie spôsobuje ochrannú reakciu tlmivého systému, aby sa zachovala konštantná hodnota pH média, ktorá je vysvetlená viazaním na pridanú H + a IT a tvorbu nízkonákladových elektrolytov.

39 Systém pufra hemoglobínu vortanizmu účinne funguje len v kombinácii s hydrochybným systémom. 1. Plazma krvi v krvnej plazme v dôsledku hydrokarbonátového pufrového systému nastane množstvo reakcií, ako je výsledok, ktorý je vytvorený oxid uhličitý. H2CO3 + OH-H20 + NSO 3 - NSO 3 + H + H2C03C0302H2113525] Zo krvnej plazmy CO2 difunduje do erytrocytov, kde karboanhydraz enzým katalyzuje svoju interakciu s vodou, kyselinou chrvatívnou. 2. erytrocyty H20 + CO 2H2CO3

40 V erytrocytoch sa koncentrácia hydrokarbonátových iónov zvyšuje podľa schémy: HB-+ H2CO3NV + NO-3 vytvorené bikarbonátové ióny difúzili do extracelulárnej kvapaliny. Venová krv sa vracia do pľúc, hemoglobín reaguje s kyslíkom a oxymemoglobínom. 3. Ľahký oxymemoglobín reaguje s NVV + O2 NNVO ióny 2; NSO 2 + NSO 3-NWO 2- + H2CO3H2C03H20303C0303C03030303C13030363030303030363032] Zakladencom CO 2 sa odstráni vďaka pľúcnym ventilom. Toto je princíp mechanizmu údržby kyseliny kyslého.

41 Proteriad Buffer Systems Belkone Bucket Systems sú amfolit, pretože Ich kompozícia zahŕňa aminokyseliny obsahujúce skupiny s kyslými vlastnosťami (SOAM a NH + 3) a hlavné vlastnosti (SOO a NH2). Mechanizmus pôsobenia takéhoto vyrovnávacej pamäte môže byť reprezentovaný nasledovne: Systém čistenia kyseliny A) H3N + R COOH + OHHH3N + R COO + H20 Kyseliny B) H3N + R COO + H + H3N + R COO Predaj Kyseliny (konjugovaná základňa)

42 Hlavný vyrovnávací systém A) H2NR COO + H + H3N + R COO Protein Base B) H3N + R COO + OHH H 2 NR COO + H 2O SOL PREDAJ ZÁKAZNÍKA (CONNECTIN AC), KDE ROZ MACROMOLECULÁLNA POTREBA POTREBUJE. Úloha krvných plazmových proteínov v homeostáza vodíkových iónov je pomerne malá. Systém tlmivých fosfátových pufrov Systém fosfátov je obsiahnutý v krvi aj v bunkovej tekutine iných tkanív.

43 Zobrazovanie je reprezentované CN2 PO 4 IR 2 NRA 4, krvný tlak a intercelulárny priestor - NaH 2 PO 4 a NA 2 HPO 4. Hlavnou úlohou v mechanizme pôsobenia tohto systému hrá H 2 PO - 4: H2PO - 4 H + + H2PO 2-4 Kyseliny Sopolls. Základom zvýšenia koncentrácie H + vedie k posunu reakcie vľavo, t.j. Kyselina: HPO 2-4H + + H2PE-4 Kyselina Con. Základom fosfátového pufra krvi je v úzkom spojení s uhľovodíkom. H 2 CO 3 + NRU 2-4 NA NSO 3 + H 2 RO - 4 SKORE SCHU

V obličkách glutamínu v závislosti od glutamínu oxidačnej deaktivácie je vytvorený 44 amóniový vyrovnávací systém. NH3H + NH + 4 POH \u003d PK + LG NH 4 OH + R COOH R COONH 4

45 Používanie BS v iných oblastiach Buffer R-RY Pôdy zabraňujú nadmernej zvýšenej kyslosti alebo látke, vytváraní a udržiavaní podmienok pre život rastlín. Tvorba dodržiavania finančných prostriedkov spoločné technologické spracovanie výrobných konaní na prípravu referenčných vyrovnávacích párov podľa vodivosti merania merania. Aby sa zachovala stálosť hodnôt elektrochemicalopotentialSystemsystemssystem, BS, dynamiky tokov.

Hlavné otázky: 1. Nárazové systémy, zloženie a mechanizmus ich pôsobenia 2. Acetát, fosfát, amónny, uhľovodíkový, hemoglobínový pufre 3. Výpočet roztokov pH pufra. 4. Nádrž a faktory vyrovnávacej pamäte

Vyrovnávacie systémy. 1. Definícia, klasifikácia, zloženie vyrovnávacej pamäte. 2. Nárazníkový mechanizmus. 3. Výstup pH pufrového systému. 4. VLASTNOSTI POTREBY POUŽÍVATEĽOV: vplyv na pH vzťahy

Ruský Národný výskum Zdravotnícky univerzita Všeobecná a bioorganická chémia Prednášky pre študentov terapeutickej, pediatrickej, Moskvy a zubných fakulty Téma 6

Prednášky 910. Nárazové systémy. 1 Bufferové systémy Súbor niekoľkých látok v riešení, ktorá hlási vlastnosti pufra, t.j. Schopnosť odolávať zmene účinnej reakcie média (pH) pri zriedení, \\ t

Federálny štátny rozpočet vzdelávacia inštitúcia vyššie vzdelanie Voronezh Štátna agrárna univerzita s názvom po cisárom Peter I Oddelenie chémie Abstraktné správy o ANORGANICKOM

Predmet tried: Buffer Solutions. Účelu lekcie. Assumatické myšlienky o zložení, triedenej fikcii a mechanizme tlmivých systémov. Naučte sa aplikovať teoretický materiál na výpočet pH a vyrovnávacej pamäte

Štátna rozpočtová vzdelávacia inštitúcia vyššieho odborné vzdelávanie Štátna lekárska univerzita v Irkutsku Ministerstva zdravotníctva Ruská federácia Oddelenie

Ministerstvo školstva a vedy Ruskej federácie Novosibirsk Štátna univerzita Špecializované vzdelávacie a vedecké centrum Chemical Equilibrium v \u200b\u200broztokoch Novosibirsk 01 Kyselina-Basic

4. Koncepcia definície vyrovnávacích roztokov definíciu tlmivých systémov a ich klasifikácia mnohé reakcie v roztoku sa postupuje v požadovanom smere len pri určitej koncentrácii H + iónov. Zmeňte ho

Príklad .. Vytvorte distribučný diagram pre roztok kyseliny fosforečnej v intervale pH, 0,0. Vypočítajte molárne frakcie častíc pri pH \u003d, 5, 9,. Rovnováha tečúca v roztoku kyseliny fosforečnej:

Federálne štátne rozpočtové vzdelávanie Vysokoškolské vzdelávanie Voronezh Štátna agrárna univerzita s názvom po cisár Peter I Oddelenie chémie Abstrakt Biologická správa

Všeobecné reprezentácie Hydrolýza Výmenná reakcia interakcie látok s vodou, čo vedie k ich rozkladu. Hydrolýza môže podliehať anorganickému a organické látky Rôzne triedy.

2 3 Úvod Vysoký stupeň Znalosti, akademická a sociálna mobilita, profesionalita špecialistov, ochota samoštúdiu a samo-zlepšenie požiadavky dnes. Týkajúci sa

Ministerstvo zdravotníctva Ukrajiny Kharkov Národná lekárska univerzitná multifunkčné systémy, ich biologická úloha metodické pokyny pre nezávislá práca Študentov som kurz na disciplíne

Jednotlivec domáca úloha 5. Vodíkové médium. Hydrolýza solí teoretická časť elektrolytu látky vodivého elektrina. Proces rozpadu látky na ióny pod pôsobením rozpúšťadla

Štátna rozpočtová vzdelávacia inštitúcia vyššieho odborného vzdelávania Moskva Štátna lekárska a zubná univerzita Ministerstva zdravotníctva sociálny vývoj

Seminár 1. Rovnováha v homogénnom systéme, kyslostná rovnováha, použitie v TiPTimerry (Autor K.KH.N. Monogarov O.V.). Analytická chémia Veda o definícii chemické zloženie Látky

Lekcia 5 Indikátor vodíka. Hydrolýza Salts Téma tried 1. Úvodná kontrola nad témou "indikátor vodíka média. Hydrolýza. " 2. Seminár na tému "Electrolyte Exchange Reactions. Vodík

Systémy pufrov krvi (z anglického vyrovnávacej pamäte, zmäkčite za úderu) fyziologické systémy a mechanizmy poskytujúce kyselinu. 43765414836 pufrové systémy, vyrovnávacie roztoky, vyrovnávacie zmesi, systémy, systémy, \\ t

Lekcia 5 Indikátor vodíka. Hydrolýza soli Teoretická časť elektrolytu látky vodivého elektrického prúdu. Proces rozkladu látky na ióny pod pôsobením rozpúšťadla sa nazýva elektrolytický

Generálna chémia Študent: Skupina: Dátum dodania: Cieľ: Laboratórne dielo 8 Elektrolytové riešenia Skúsenosti 1. Závislosť elektrickej vodivosti riešení na stupni disociácie elektrolytov Základné koncepty:

Ministerstvo zdravotníctva Ukrajiny Zaporizhia Štátna lekárska univerzita Katedra fyzickej a koloidnej chémie Metodické pokyny pre praktické triedy a laboratórne práce

3 Elektrolytové roztoky Kvapalné roztoky sú rozdelené do roztokov elektrolytov schopných vykonávať elektrické prúdu a roztoky neelektrolytov, ktoré nie sú elektricky vodivé. V neekolytoch rozpustené

Prednáška 6 Kyselina-primárny rovnovážny plán 1 Prednáškový plán 1. Všeobecné vlastnosti Chemická rovnováha. 2. Elektrolytická disociácia. Kyseliny a základne na Arrhenius. 3. Kyslosť roztokov. pH. Konštanty

Hydrolýza. Produkt témy rozpustnosti 11 Podmienky pre reakciu medzi elektrolytmi reakcie v elektrolytových roztokoch je reakcia medzi iónmi predpokladom pre reakcie v roztokoch

Prednáška 5 Protolytické rovnováhy v roztokoch soli (hydrolýzy). Riešenia vyrovnávacej pamäte. Riešenie rovnováhy. Pracovná rozpustnosť. Protolytická rovnováha v roztokoch Soli Soli Hydrolýza Interakcia

Čo je kyselina a základňa? Kyslý základný rovnovážny život Tento boj nie je proti hriechu, nie proti silu peňazí, ale proti vodíkom Arrhenius, 1894 Brenstead-Lowry, 1923 Lewis, 1923

1. Teoretické základy metódovej prednášky 2 Metóda kyseliny-Base je založená na neutralizačnej reakcii: H + + OH-H20 Metóda sa používa na kvantitatívne stanovenie kyselín a alkálie, ako aj

Úlohy na skúšku v disciplíne "Všeobecná a anorganická chémia" metódy na vyjadrenie koncentrácie riešení. Kyslá titrácia. 1. B. lekárska prax často používajú 0,9% roztoku NaCl

Ruská ekonomická univerzita pomenovaná po G. V. Plekhanova anorganická chémia Téma: elektrolytická disociácia

1. spolupracovník oddelenia generálnej a anorganickej chémie nite "misis", kandidát chemické vedy Marina Norairovna Ter-Hakobyan 2. HOABATAT STREDA A BASE - Voda Voda Najdôležitejšia chemická látka na

18. Iónové reakcie V roztokoch, elektrolytickej disociácii. Elektrolytická disociácia je kolaps molekúl v roztoku s tvorbou pozitívnych a negatívne nabitých iónov. Plnosť rozpadu závisí

1. Aký je poplatok z jadra atómu uhlíka? 1) 0 2) +6 3) +12 4) -1 2. Čo je všeobecné v atómoch 12 6C a 11 ° C? 1) Hmotnostné číslo 2) Počet protónov 3) Počet neutrónov 4) Vstupné testy rádioaktívneho vlastností

Úlohy I (KVALIFIKUJÚCE) Korešpondencia fázy olympijských hier "Mladý talent regiónu KAME. Chémia »2008/2009 Akademický rok prideľuje úlohy na úlohy je potrebné v súbore odpovedí! V questsoch 1-19 musíte vybrať jednu alebo viac

Teoretické základy pre "Štrukturálna biochémia" Kurz Lecturer Svetlana Bobkova, doktor chemických vied Vec: Štruktúra vody. Fyzikálne vlastnosti vody. Disociáciu vody. Iónový produkt vody.

Riešenia (3) rovnováha v elektrolytových roztokoch. PH a PR prednáška "Generálna a anorganická chémia" pre 11 tried Sunz Kyseliny-Basic Equilibrium v \u200b\u200broztokoch v Arrhenius: Kyselinové elektrolyty,

Anorganická chémia Cieľ: Študent: Skupina: Dátum výkonu: Laboratórne pracovné riešenia Elektrolytov Skúsenosti 1. Elektrická vodivosť riešení silných a slabých elektrolytov

Oddiel II. Analytická chémia úloha 1 (Autor P.V. Pułulkin) 1. Ak chcete zjednodušiť riešenie, budeme exprimovať zloženie amónia cez jeden parameter A: A (NH) 2 HPO (1 A) (NH) H2PO. Molárna hmota rovná m \u003d 132A 115 (1 a)

Uskutočnenie 2 1. Aniónová elektronická konfigurácia O2 (1s 2 2s 2 2P6) majú Na, mg 2. 2. Molárnou hmotnosťou jednoduchej látky je jednoduchá látka silikónu SI. M \u003d ρ v m \u003d 2,33 12,1 \u003d 28 g / mol. 3.

Hydrolýza solí vykonala učiteľa najvyššej kategórie Timofeev V.B. Aká je proces hydrolýzy hydrolýzy výmennej interakcie komplexných látok s vodou hydrolýzou interakcie vody soľ, ako výsledok

Vlastnosti riešení roztokov sú homogénne (homogénne) systémy pozostávajúce z dvoch alebo viacerých komponentov (komponentov), \u200b\u200bktorých počet sa môže značne líšiť. Roztok sa skladá z rozpusteného

ACHINOVICH OLGA VLADIMIROVNA Disilizácia roztokov Tento rozpúšťadlom je rozpustená látka - príklad: voda je rozpúšťadla, ak sa rozpustí pevný (glukóza) alebo plyn (CO 2). - Čo ak

Federálna agentúra pre Vzdelávanie NOVGOROD Štátna univerzita pomenovaná po Yaroslavovom oddelení metodických indikácií laboratórne práce Veliky Novgorod 2006.

Ugrebetsky 2008 2010 Prednáška 5 procesy v riešeniach. Proltolitická rovnováha je najdôležitejšími koncepciami procesov v riešeniach 5.1 EGREBETSKY 2008 2010 1. Rovnováha vo vodných roztokoch. Hydratačné ióny. Polarita

Prednáška 5 Prednáška plánu:. Protolytické rovnováhy v roztokoch soli (hydrolýza solí) .. Skupinové činidlo na tretej analytickej skupine a jeho prevádzkový mechanizmus .. Skupinové činidlo na druhom analytickom

Diferenciálne poverenia pre lekársku chémiu pre lekárske a zubné študentské fakulty 1. Kyselina-primárna rovnováha a komplexácia v biologických roztokoch. 1. Biogénny

Roztok uskutočnenia 1 1. Elektronická konfigurácia al 3+ katiónu (1s 2 2s 2 2P6) má anióny F, o 2. 2. Molárna hmotnosť jednoduchej látky Jednoduchá látka zlata AU. 3. CLCH2CH2CH2CH2CH2CH2CH3H3;

1 teória. Ion-molekulárne rovnice iónových výmenných reakcií s iónomeničnou reakciou sa nazývajú reakcie medzi elektrolytovými roztokmi, v dôsledku čoho vymieňajú s ich iónmi. Iónové reakcie

Ministerstvo zdravotníctva Moldavskej republiky Štátna univerzita Medicína a lekáreň Nicolae Testemitsan Farmaceutická fakulta General Chemistry G. V. I Will, S. V. Melnik Analytické

Federálna agentúra pre vzdelávanie Štátne vzdelávacie zariadenie vyššieho odborného vzdelávania "Tomsk Polytechnická univerzita" schvaľuje Dean HTF VM_POGREBENKOV 2007

Hlavné ustanovenia teórie elektrolytická disociácia Faraday Michael 22. IX.1791 25.VIII. 1867 Anglický fyzik a chemik. V prvej polovici 19. storočia. Zaviedol koncepciu elektrolytov a neelektrolytov. Látky

1. Základné vlastnosti vykazuje externý prvok oxid: 1) sírový 2) dusík 3) bária 4) uhlík 2. Ktorý vzorec zodpovedá expresii stupňa disociácie elektrolytov: 1) a \u003d n n2) vm \u003d v n 3) n \u003d.

1 modul 1 Všeobecné teoretické základy analytickej chémie. Kvalitatívna analýza Predmet: Acid-Basic Equilibrium a ich úloha v analytickej chémii (v Analytics). Nárazníkové systémy Prednáška 5 Cieľ: Formulár

1. Ktorý z uvedených prvkov je najtypickejší non-metalolol? 1) Oxygen 2) Sulfur 3) Selén 4) Tell 2. Ktoré z uvedených položiek má najväčšiu elektronickú elektrine? 1) sodík

Ministerstvo školstva Ruskej federácie East Sibírskej štátnej technologickej univerzity komplexu testovacie úlohy Vo všeobecnej a anorganickej chémii Metodický vývoj Pre nezávislé

1 Prednáška 14 Iónové reakcie Chemické reakcie v elektrolytových roztokoch sa redukujú na výmenu iónov. Tieto reakcie sa vyznačujú veľmi vysokou rýchlosťou. V procese reakcií stupňa oxidácie iónov

1 Prednáškový plán prednášky: 1. Hlavné ustanovenia teórie elektrolytov roztokov. Všeobecná (analytická) koncentrácia a činnosť iónov v riešení, ich vzťah .. Chemická reakcia rýchlosť a chemická rovnováha.

Štátna inštitúcia vyššieho odborného vzdelávania "Bieloruština-Ruská University" Katedra "Metal Technologies" Chémia Pokyny na praktický tréning pre študentov

Prednáška 3 Prednáškový plán: 1. Správanie silných a slabých monosociálnych kyselín vo vodných roztokoch. 2. správanie silných a slabých jednotných základov vo vodných roztokoch. 3. správanie silnej a slabej multi-osi

Prednáška 14 výmennej reakcie v elektrolytových roztokoch. Pracovná rozpustnosť. Disociáciu vody. Hydrolýza solí Základné koncepty: Ion-Exchange Reakcie, iónové molekulárne rovnice, rozpustnosť

Riešenie úloh olympijských hier "Budúcnosť Kuzbass" v chémii 1. Vykonávajú transformácie: Mg MgO MgSO 4 mg (OH) 2 mg (OH) CL MgCl 2 li 500 LIOH LIH 2 PO 4 LI 2 HPO 4 LI 3 PO 4 LA 2 O 3 LA (OH) 2 NO 3 LA (OH) 3

1 prednáška 5 Klinická patofyziológia narušenia Kyselina Základná podmienka Obsah 1. Úvod 2. Všeobecné informácie o KSCH 3. Význam stálosti KSHC pre telo 4. Účinky posunu pH v tomto alebo

Chémia. Všeobecná a anorganická chémia. Hydrolýza solí hydrolýza solí v štúdii pôsobenia univerzálneho indikátora na roztoky niektorých solí je možné pozorovať takto: Ako vidíme médium prvého

Indikátory vodíka PH Indikátory Essencie Hydrolýzy typy algoritmov solí na zostavovanie hladiny hydrolýzy solí hydrolýzy odlišné typy Spôsoby potlačenia a zvýšenia testovacieho roztoku hydrolýzy B4 vodík

1. Uveďte príklady použitia komplexných reakcií v metóde analýzy kyseliny. Napíšte rovnice reakcií. Používajú sa uvádzanie reakcií s analýzou kyseliny

Full-time. Stupeň 11. Riešenia. Úloha 1. Zmes troch plyn A, B Má hustotu vodíka, ktorá sa rovná 14. Časť tejto zmesi vážená 168 g sa prešlo nadbytkom roztoku brómu v inertnom rozpúšťadle

Titračná krivka je graf závislosti parametra systému spojeného s koncentráciou titračnej látky, titračného alebo produktu reakcie, na stupni prúdenia titračného procesu (napríklad množstvom

Zbierka úloh v chémii pre 9 trieda Kompilátor Ludcheko I.A. Moskva Vzdelávacie stredisko 109 2012 Hmotnostná frakcia rozpustenej látky. 1. V 250 g roztoku obsahuje 50 g chloridu sodného. Určiť

Biologické tekutiny, tkaniny a orgány.

To nájde výraz v dostatočne konštantných hodnotách pH biologického média (krv, sliny, žalúdočná šťava atď.) A schopnosť tela obnoviť normálne hodnoty pri vystavení protolitov. Podpora systému protolytická homeostáza,zahŕňa nielen fyziologické mechanizmy (pľúcne a obličkovej kompenzácie), ale aj fyzikálno-chemické: buffer efekt, iónová výmena a difúzia.

Zabezpečenie stálosti pH krvi a iných orgánov a tkanív je jednou z najdôležitejších podmienok pre normálnu existenciu tela. Toto ustanovenie sa dosahuje prítomnosťou mnohých regulačných systémov v tele, z ktorých je najdôležitejšie, ktorých sú systémy vyrovnávacej pamäte. Ten zohráva významnú úlohu pri udržiavaní jadra v tele.

Okrem toho je materiál tejto témy potrebný na štúdium následných tém (potenciometrie, vlastnosti námorníctva riešení atď.) A také disciplíny ako biochémia, mikrobiológie, histológia, hygiena, fyziológia, praktická činnosť Pri hodnotení typu a závažnosti korpusícií.

Rozlišujú sa základné proto-cenzionálne nárazníkové roztoky dvoch typov:

Kyslý tón pozostáva z slabej kyseliny a nadbytku konjugovanej bázy (soli vytvorená silnou bázou a aniónom tejto kyseliny). Napríklad: CH3 SOAM a CH3 CONA-ACTATE-ACTIVE

CH3 COAM + H20 ↔ H3O + + CH 3 SOO - prebytok konjugátu

kyselina báza

CH 3 SONA → NA + + CH 3 COO -

NH3 + H20 ↔ OH - + NH 4 + Prebytok

báza kyseliny

NH4CI → CL - + NH4 +

Rovnica vyrovnávacej pamäte vypočítava Gasselbach Gasselbach vzorec:

pH \u003d rk + lg, POH \u003d PK + LG,

kde RK \u003d -LG do D.

C - molárna alebo ekvivalentná koncentrácia elektrolytu (c \u003d v n)

Mechanizmus pôsobenia vyrovnávacích roztokov

Zvážte ho na príklad acetátového pufra: CH 3 SOAM + CH 3 SONA

1. Pri pridávaní malého množstva kyseliny chlorovodíkovej sú H + ióny spojené s konjugovanou bázou CH3, ktorá je k dispozícii v roztoku slabého elektrolytu 3 COXY.

CH3 COO ~ + H + ↔ CH3COOH (1)

Pri pridávaní kyseliny na pufor pH sa stanoví vzorcom:

pH \u003d rk + lg

2. Keď sa k brieferovi pridá malé množstvo alkálií, jeho reakcia s CH3 COXY. Molekuly kyseliny octovej budú reagovať s hydroxidovými iónmi s tvorbou H20 a CH3 SOO ~:

CH3 COO + OH ~ ↔ CH3 COO ~ + H20 (2)

Pri pridávaní alkálií sa pH stanoví vzorcom:

pH \u003d rk + lg

3. Pri riedení pH pufra sa tiež nemení, pretože Disociácia konštanta a pomer zložiek zostávajú nezmenený.

Tak, že pH pufer závisí od: Odpojenie konštánt a koncentračný pomer zložiek. Ako tieto množstvá sú viac, tým väčší pH pufer. PH pufer bude najväčší v pomere zložiek rovných jednej.

Pre kvantitatívne charakteristiky vyrovnávacej pamäte predstavuje koncepciu nádrž.

Pufor mechanizmus (v príklade amoniakového pufra)

Mechanizmus účinku nárazníkového systému sa zvážil príklad systému pufra amoniaku: NN4T (NN3 x H20) + NN4C1.

Hydroxid amónny je slabý elektrolyt, v roztoku čiastočne disociuje na ióny:

Nn 4.<=> Nn 4 + + on -

Keď sa hydroxid chloridu amónneho pridá k roztoku, soľ ako silný elektrolyt je takmer úplne disociovaný na ióny NN4C1\u003e NN4 + + C1 - a potláča disociáciu základne, ktorej rovnováha sa posunie smerom k reverznej reakcii. Preto s (NN 4)? C (základňa); A s (NN 4 +)? C (soľ).

Ak sa v pufrovom roztoku (NN4) \u003d C (NN4 С1), potom pH \u003d 14 - RKOSN. \u003d 14 + lg 1.8.10-5 \u003d 9,25.

Schopnosť vyrovnávacích zmesí na udržanie takmer konštantného pH roztoku je založená na tom, že zložky, ktoré sú zahrnuté v nich, viažu ióny H + a zapnuté, injikované do roztoku alebo v dôsledku reakcie prúdu v tomto roztoku . Keď sa do zmesi tlmivý roztok amónneho pridá amónium, H + ióny sa budú narodiť s molekulami amoniaku alebo hydroxidom amónnym, a nie zvýšiť koncentráciu iónov H + a znížiť pH roztoku.

Pri pridávaní alkalických iónov bude viazať ióny NN4 +, pričom sa vytvorí nízkonákladová zlúčenina, a nie zvýšiť pH roztoku.

Akcia pufra sa ukončí, akonáhle sa jedna zo zložiek pufra roztoku (konjugátová báza alebo kyselina konjugát) úplne vynakladá.

Pre kvantitatívnu charakterizáciu schopnosti tlmivého roztoku odolať účinku silných kyselín a báz sa používajú nádobu na vyrovnanie. Keďže sa zvyšuje koncentrácia tlmivého roztoku, jeho schopnosť odolávať zmenu pH pri kyslej alebo alkálii.

Vlastnosť riešení na udržanie hodnoty pH za určitých limitov, keď je kyselina pridaná do malých množstiev alebo alkalických látok sa nazýva tlmivý účinok. Roztoky s vyrovnávacím účinkom sa nazývajú vyrovnávacie zmesi.

Pre prípad titrácie: SHANGIKÁ KYSELÁRODNOSŤ A HYDOXIDY draselný, znázorňujú titračnú krivku, špecifikuje puzdro titrácie, titračný skok, bodu ekvivalencie, použité indikátory

Výklopný skok: PH \u003d 4-10. Maximálna chyba v% je nižšia ako 0,4.

Ukazovatele - TimoLftaleine, fenolftalén.

Reštaurácie, ktoré prvky periodický systém Prvky môžu byť obnovenie a prečo?

Redukčným činidlom je látka, ktorá mení elektróny počas reakcie, t.j. Oxisses.

Redukčné činidlá môžu byť neutrálne atómy, negatívne nabité nekovové ióny, pozitívne nabité ióny kovov v najnižšej oxidácii, komplexné ióny a molekuly obsahujúce atómy v stave medziproduktu oxidácie.

Neutrálne atómy. Typické redukčné činidlá sú atómy, na úrovni vonkajšej energie, ktorej existuje 1 až 3 elektróny. Táto skupina zhodnocovania zahŕňa kovy, t.j. S-, D - a F-prvky. Renovačné vlastnosti tiež ukazujú nekovové kovy, ako je vodík a uhlík. V chemických reakciách dávajú elektróny.

Silné redukčné činidlá sú atómy s nízkym ionizačným potenciálom. Patrí medzi ne atómy prvkov dvoch prvých hlavných podskupín periodického systému prvkov d.I. Mendeleev (alkalické a alkalické zemské kovy), ako aj al, Fe, atď.

V hlavných podskupinách periodického systému, rehabilitácie neutrálne atómy Rastie so zvýšením polomeru atómov. Napríklad v rade Li - FR bude slabší redukčným činidlom LI a Silný-FR, ktorý je všeobecne najsilnejším redukčným činidlom všetkých prvkov periodického systému.

Negatívne nabité nekovové ióny. Negatívne nabité ióny sú tvorené vstupom do neutrálneho atómu nekulzu jedného alebo viacerých elektrónov:

Napríklad neutrálne atómy síry, jód, ktoré majú na vonkajších úrovniach 6 a 7 elektrónov, môžu pripojiť 2 a 1 elektrón, v danom poradí a premeniť na negatívne nabité ióny.

Negatívne nabité ióny sú silné redukčné činidlá, pretože môžu poskytnúť nielen slabo udržiavané nadbytočné elektróny, ale aj elektróny z ich vonkajšej úrovne. Súčasne, tým aktívnejšia non-metall ako oxidačným činidlom, tým slabšia jeho rehabilitácie v stave negatívneho iónu. A naopak, menej aktívnym nemetal ako oxidačným činidlom, tým aktívnejšia je v stave negatívneho iónu ako redukčného činidla.

Redukčná kapacita negatívne nabitých iónov s rovnakou hodnotou náboja rastie so zvýšením polomeru atómu. Z tohto dôvodu, napríklad v skupine halogénu, ión jód má väčšiu redukčnú kapacitu ako ióny brómu a chlór a vlastnosti redukcie fluóru sa vôbec nevykazujú.

Pozitívne nabité ióny kovov v najnižšej oxidácii. Kovové ióny v najnižšej oxidácii sú vytvorené z neutrálnych atómov v dôsledku spätných rárie len častí elektrónov z vonkajšieho plášťa. Napríklad atómy cínu, chróm, železo, meď a cerium, vstupujú do interakcie s inými látkami, najprv môže poskytnúť minimálny počet elektrónov.

Kovové ióny v najnižšej oxidácii môžu vykazovať náhradné vlastnosti, ak majú uvádza, vysoký stupeň Oxidácia.

V rovnici ORP položte koeficienty metódou elektronickej rovnováhy. Zadajte oxidačný a redukčný prostriedok.

K2 CR207 + 6FESO 4 + 7H2S04 \u003d K2S04S04 + CR2 (SO 4) 3 + 3FE 2 (SO 4) 3 + 7H 2O

1 CR2 +6 + 3E X 2 CR2 +3 oxidač

6 FE +2 - 1E FE +3 Obnovenie

2KMNO 4 + 5H2S + 3H2S04 \u003d K2S04S04S04 + 5S + 8H 2O

2 mn +7 + 5E MN +2 oxidač

5 S -2 - 2E S 0 Redukčné činidlo

Úvod

Nárazové roztoky (tlmivé zmesi, pufre) sú roztoky obsahujúce pufrovacie systémy a schopnosť udržiavať pH na konštantnej úrovni. Zvyčajne sa pripravujú rozpustením vo vode, ktoré sa odoberajú v zodpovedajúcich podiely slabej kyseliny a jej soli vytvorenej alkalickým kovom, čiastočnou neutralizáciou slabej kyseliny so silnou alkáliou alebo slabou bázou so silnou kyselinou, rozpustením zmesi solí polypových kyselín . Týmto spôsobom sa zmení pH bufferových roztokov. Interval hodnôt pH, v ktorých má tlmivý roztok rezistentné pufrovacie vlastnosti, leží v RK ± 1 (RK - negatívny desatinný logaritmus Konštanty disociácie slabých kyselín, ktoré sú zahrnuté v jeho zložení). Najznámejším roztokom vyrovnávacej pamäte sú: glycín sallensen, acetát valpol, fosfát sallensen, bratujúci bledý, Veronal Michailis, uhličitan Coltguff, Tris-Buffer, Universal Veronal Mikhailis atď.

V laboratórna prax Nárazové roztoky sa používajú na udržanie aktívnej reakcie média na určitej nezmenenej úrovni a na stanovenie indikátora vodíka (pH) - ako štandardné roztoky s rezistentnými hodnotami pH atď.

Buffer zmesi

Ak pridáte vodu do roztoku akejkoľvek kyseliny alebo alkalických, potom, samozrejme, koncentrácia vodíkových iónov alebo hydroxyl sa zodpovedajúcim spôsobom zníži. Ak však pridáte nejaké množstvo vody do zmesi kyseliny octovej a octanu sodného alebo zmesi hydroxidu amónneho a chloridu amónneho, sa koncentrácia iónov vodíka a hydroxyl v týchto roztokoch nezmení.

Vlastnosti niektorých roztokov zostávajú nezmenené koncentráciou vodíkových iónov počas zriedenia, ako aj pridaním malých množstiev silných kyselín alebo alkálie je známe ako tlmivý účinok.

Riešenia obsahujúce súčasne akúkoľvek slabú kyselinu a jej soľ alebo akúkoľvek slabú bázu a jej soľ a pufrové účinky sa nazývajú pufrovacie roztoky. Riešenia vyrovnávacej pamäte môžu byť považované za zmesi elektrolytov, ktoré majú ióny rovnakého mena. Prítomnosť v roztoku slabej kyseliny alebo slabej bázy a ich soli znižuje účinok riedenia alebo pôsobenia iných kyselín a bázy na pH roztoku.

Takéto vyrovnávacie roztoky sú nasledujúce zmesi CH3 SOAM + CH3 s OON A, NH40H + NH4CI, Na2CO3 + NaHCO 3, atď.

Puforové roztoky, ktoré sú zmesi slabých kyselín a ich soli, majú spravidla kyslú reakciu (pH<7). Например, буферная смесь 0,1М раствора СН 3 Uhlí + 0,1 m SH Riešenie3 s ona má pH \u003d 4.7.

Riešenia vyrovnávacej pamäte, ktoré sú metódou slabej bázy a ich soli, majú spravidla alkalickú reakciu (pH\u003e 7). Zmes vyrovnávacej pamäte je napríklad 0,1 mN40H + 0,1 M roztok N 4 C1 má pH \u003d 9,3.

Acid-hlavné vyrovnávacie roztoky

V Široký zmysel Systémy vyrovnávacej pamäte podporujúce určitú hodnotu akéhokoľvek parametra, keď sa zmení kompozícia. Nárazové riešenia môžu byť

- Kyselina-Basic - udržiavať konštantnú hodnotu pH s pridaním malých množstiev kyseliny alebo bázy.

Redox - zachovať potenciál systému počas zavedenia oxidačných činidiel alebo redukčných činidiel.

známe kovové pásy, ktoré podporujú konštantnú hodnotu pH.

Vo všetkých prípadoch je roztok vyrovnávacej pamäte konjugátový pár. Konkrétne, acid-hlavné pufrové roztoky obsahujú pár konjugovaných kyselín. Účinok vyrovnávacej pamäte týchto roztokov je spôsobený prítomnosťou ekvibíru kyseliny-základne celkový typ:

Na ↔ n + + a -

konjugovaná kyselina

Základňa

B + H + ↔ VN +

O teplý konjugát

Kyselina

Vzhľadom k tomuto sekcii sa v tejto časti zvažuje len kyslé nárazové roztoky, zavoláme im vyrovnávaciu pamäť, vynecháme v názve "Acid-Basic".

Roztoky vyrovnávacie roztoky volajú, ktoré podporujú konštantnú hodnotu pH pri zriedení a pridávaní malých množstiev kyseliny alebo bázu.

Klasifikácia vyrovnávacích systémov

1. Zmesi roztokov slabých kyselín a ich solí. Napríklad roztok acetátového pufra.

2. Zmesi roztokov slabých základov a ich solí. Napríklad roztok amónny roztok.

3. Zmesi roztokov viacosových kyselín soli rôznych stupňov. Napríklad roztok fosfátového pufra.

4. Ióny a amfolitové molekuly. Patrí medzi ne napríklad aminokyseliny a proteínové pufrové systémy. Byť v izoelektrickom stave, aminokyseliny a proteíny nie sú pufer. Akcia pufra sa prejavuje len vtedy, keď k nim pridá k nim k kyselinám alebo alkáliám. Zároveň je vytvorená zmes dvoch foriem proteínu: a) slabý "kyselinový proteín" + soľ tejto slabej kyseliny; b) slabá "proteínová báza" + soľ tejto slabej bázy. Tento typ tlmivých systémov je teda možné pripísať tlmivým systémom prvého alebo druhého typu.

Výpočet pH vyrovnávacích roztokov

Výpočet pH tlmivých systémov je zákon aktívnych hmotností pre ekžibilitu kyseliny. Pre vyrovnávací systém pozostávajúci zo slabej kyseliny a jej solí, napríklad acetát, koncentrácia iónovH +. Je ľahké vypočítať, založené na rovnovážnej rovnovážnej konštante:

CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +

(1).

Z (1) z toho vyplýva, že koncentrácia vodíkových iónov sa rovná

(2)

V prítomnosti CH3 COONA kyselina-základná rovnováha kyseliny octovej sa posunie doľava. Preto sa koncentrácia nedokončenej kyseliny octovej prakticky rovná koncentrácii kyseliny, t.j. Sv3 COOH] \u003d S Kyselina

Hlavným zdrojom acetátových iónov je silným elektrolytomCH 3 COONA:

CH 3 COONA → NA + + CH 3 COO -,

Preto môžete akceptovaťCH3 COO -] \u003d soľ . Berúc do úvahy predpoklady, rovnica (2) má formulár:

Odtiaľ sa rovnica Genderson-Hasselbachu získava na tlmivé systémy pozostávajúce zo slabej kyseliny a jej soli:

(3)

Pre vyrovnávací systém pozostávajúci zo slabej bázy a jej soli, napríklad amoniak, koncentrácia iónov vodíka v roztoku sa môže vypočítať na základe disociačnej konštanty slabej bázy.

NH3 × H20 \u003d NH4OH ↔ NH4 + + OH -

(4)

Vyjadrite koncentráciu iónovOh - z iónovej vody

(5)

a nahradíme (4).

(6)

Z (6) Z toho vyplýva, že koncentrácia vodíkových iónov sa rovná

(7)

V prítomnosti NH4 Cl Acid-Basic Equilibrium sa posunula doľava. Preto je koncentrácia neviditeľného amoniaku takmer rovnaká koncentráciou amoniaku, t.j. TNH 4 OH] \u003d z OSN.

Hlavný zdroj amónnych katiónov - silný elektrolytNH 4 Cl:

NH 4 CL → NH4 + + CL -,

Preto môžete akceptovaťNH4 +] \u003d zo soli . Berúc do úvahy predpoklady, rovnica (7) má formulár:

(8)

Preto sa rovnica Genderson-Hasselbachu získava na vyrovnávacie systémy pozostávajúce zo slabej bázy a jej soli:

(9)

Podobným spôsobom je možné vypočítať pH pufrového systému pozostávajúceho zo zmesi roztokov poly axiálnych kyselín rôznych stupňov substitúcie, napríklad fosfátu, pozostávajúceho zo zmesi hydrofosfátových roztokov (Na2 HPO 4 ) a dihydrofosfát (Nah 2 Po 4 ) Sodík. Základom jeho pôsobenia spočíva v rovnováhe s kyselinou: \\ t

H2PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2-

Slabá konjugovaná s kyselinou

(10)

Vyjadrenie koncentrácie vodíkových iónov od (10) a vykonanie nasledujúcich predpokladov:

[H2P04-] \u003d C (H2P04-); [HPO 4 2-] \u003d C (HPO 4 2-), dostaneme:

(11).

Prognofovanie tohto výrazu a výmenu príznakov naopak, získavame rovnicu Genderson-Hasselbach na výpočet pH fosfátového pufrového systému

(12),

Kde RK B (H 2 PO 4 - ) - negatívne desatinné logaritmové neustále disociácie

kyselina fosforečná v druhom stupni; z (H 2 PO 4 -) a C (HPO 42- ), koncentrácia kyseliny a soli.

Vlastnosti vyrovnávacích roztokov

Hodnota pH bufferových roztokov zostáva nezmenená pri zriedení, ktorá vyplýva z držiteľa Hasselbachovej rovnice. Pri riedení tlmivého roztoku vodou sa koncentrácia oboch zložiek zmesi zníži na rovnaký počet časov. V dôsledku toho by sa hodnota pH nemala meniť. Skúsenosti však ukazujú, že nejaká zmena pH, hoci nevýznamná, stále sa deje. To je vysvetlené skutočnosťou, že HASNEL KHASSELBACH rovnica je približná a neberie do úvahy režimy. S presnými výpočtovými výpočtami by sa mala zvážiť zmena koeficientov aktivity konjugovaných kyselín a báz.

Riešenia vyrovnávacej pamäte menia malé pH pri pridávaní malých množstiev kyseliny alebo základne. Schopnosť vyrovnávacích roztokov na udržanie stálosti pH, keď sa k nim pridávajú malé kyseliny alebo silná základňaje založený na tom, že jedna zložka nárazníkového roztoku môže interagovať s H+ kyslé obvinenie a druhý s oh- Pridaná základňa. Výsledkom je, že nárazníkový systém sa môže viazať akoH + a OH - A určitý limit na udržanie stálosti pH. Ukážeme to príkladom formatívneho vyrovnávacej pamäte, ktorý je dvojica základne konjugátuHCOOH / HCOO - . Rovnováha v roztoku formatívneho roztoku pufra môže byť reprezentovaná rovnicou:

HCOOH ↔ HCOO - + H +

Pri pridávaní silnej kyseliny, konjugátovej bázyHccoo - Viaže sa pridané iónyH +. , Zapnutie slabej kyseliny mravčej:

HCOO - + H + ↔ HCOOH

V súlade so zásadou Le Chatelier je zostatok posunutý doľava.

Pri pridávaní alkalických protónov z pridaných iónov kyseliny kyseliny mravčej- vo vodných molekulách:

HCOOH + IT - → HCOO - + H20

Acid-Basic Equilibrium podľa Le Chatelle sa posunie doprava.

V oboch prípadoch sa v pomere vyskytujú malé zmenyHCOOH / HCOO - Ale logaritmus tohto pomeru sa mení málo. V dôsledku toho sa pH roztoku mierne mení.

Essence akcie vyrovnávacej pamäte

Účinok vyrovnávacích roztokov je založený na skutočnosti, že jednotlivé zložky tlmivých zmesí viažu ióny vodíka alebo hydroxylové kyseliny vstrekované do nich a tvorbu s tvorbou slabých elektrolytov. Napríklad, ak sa na nárazníkový roztok obsahujúci slabú kyselinun. a táto kyselina soľKT A N. , pridať alkálie, potom sa vyskytne reakcia tvorby slabej elektrolytovej vody:

N + + HE → N 2 O

Preto, ak je nárazníkový roztok obsahujúci kyselinu, pridá alkáliu, atóm vodíka vytvorené počas disociácie elektrolytickej kyselinyn. , viaže sa na ióny hydroxylových pridaných alkálií, čím sa vytvorí slabá elektrolyt-voda. Namiesto konzumovaných vodíkových iónov, v dôsledku následnej disociácie kyseliny nan. Zobrazia sa nové atómy vodíka. Výsledkom je, že bývalá koncentrácia+ - ióny v roztoku vyrovnávacej pamäte budú obnovené na počiatočnú hodnotu.

Ak sa k špecifikovanej pufrovej zmesi pridá silná kyselina, potom sa vyskytne reakcia:

H + + a n - → na n

tí. N - - ióny vytvorené v elektrolytickej disociácii solit , Pripojenie s atóm vodných iónov pridanej kyseliny, tvoria molekuly slabej kyseliny. Preto sa koncentrácia vodíkových iónov z pridanej závažnej kyseliny k pufrovej zmesi nezmení. Podobne môžete vysvetliť účinok iných vyrovnávacích zmesí.

Hodnota pH v nárazníckych roztokoch

Zmena vzťahov a môžete získať vyrovnávaciu pamäť

riešenia, ktoré sa líšia hladkými zmenami pH, sú minimálne možné hodnoty. Vo vodnom roztoku slabej kyseliny

[N +] \u003d √k han * c han

pH \u003d - LG [H +] \u003d - - LG K HAN - - LG C HAN

Ale pretože k han predstavuje konštantnú hodnotu, čo je najlepšie prezentovať vo formepk han. tí. Indikátor Konštantná elektrolytická disociácia:pk han \u003d - lg k han.

Potom dostaneme to vo vodnom roztoku slabej kyseliny:

pH \u003d - LG [H +] \u003d - - PK HAN - - PC HAN

Ako sa dodáva na vodný roztok slabej kyseliny, jeho roztok pH sa zmení.

Podľa rovnice v roztoku obsahujúcom zmesi slabej kyseliny a jej soli [+] \u003d K han

pH \u003d - LG [N +] \u003d - LG K HAN - LG C HAN + LG C KT A N.

Podobne odvodzujeme vzorec vo vzťahu k slabým dôvodom:

[HE] \u003d √K KTOH * C KTOH

pOH \u003d - LG [ON] \u003d - - LG K KTOH - - LG C KTOH

Koncentrácia vodíkových iónov je tiež exprimovaná nasledujúcim vzorcom [+] \u003d tak

pH \u003d PK W - (- PK KTOH - - LG C KTOH)

Podľa rovnice v roztoku obsahujúcom zmesi slabej bázy a jej soli

[H +] \u003d

t. e.

pH \u003d - LG [H +] \u003d - LG K W + LG K KTOH - LGC KT A N + LG C KTOH.

Nie je potrebné zapamätať si hodnoty pH odvodeného vzorcom, pretože sú veľmi ľahko odvodené logarithming jednoduché vzorce vyjadrujúce hodnotu [h+ ].

Porucha

Schopnosť vyrovnávacích roztokov na udržanie stálosti hodnoty pH nie je obmedzená a závisí od kvalitatívneho zloženia nárazníka roztoku a koncentrácie jeho zložiek. Keď sa pozorujú významné množstvá vážnej kyseliny alebo alkálie v roztoku pufra, pozorovane sa pozorovacia zmena pH. Okrem toho, pre rôzne tlmivé zmesi, od seba navzájom v kompozícii, ktoré sa od seba navzájom líšia v zložení, že tlmivý účinok nie je rovnaký. Preto sa zmesi vyrovnávacej pamäte môžu rozlišovať s pevnosťou rezistencie, ktoré sa poskytujú pôsobeniu kyselín a alkalónom podávaným k roztoku pufra v rovnakých množstvách a určitej koncentrácii. Limit Množstvo kyseliny alebo zásady určitej koncentrácie (v mol / l alebo g - eq / l), ktoré sa môžu pridať k roztoku pufra, takže sa zmení hodnotovú hodnotu pH len jednou jednotkou, sa nazýva nádoba na vyrovnaku.

Ak hodnota [h + ] Jeden puferný roztok sa mení s pridanou silnou kyselinou nižšou ako hodnota [n+ ] Ďalším tlmivým roztokom pri pridávaní rovnakého množstva kyseliny, prvá zmes má väčšiu vyrovnávaciu pamäť. Pre ten istý roztok vyrovnávacej pamäte je nádoba vyrovnávacej pamäte čím väčšia je vyššia koncentrácia jeho zložiek.

Vlastnosti pufra roztokov silných kyselín a báz.

Roztoky silných kyselín a báje v dostatočne vysokej koncentrácii majú tiež vyrovnávací účinok. Systémy konjugátu v tomto prípade sú3 O + / N 2 O - pre silné kyseliny a on- / n 2 O - pre ťažké dôvody. Silné kyseliny a bázy sú úplne disociované vo vodných roztokoch, a preto sa vyznačujú vysokou koncentráciou hydroxonických iónov alebo hydroxylové ióny. Pridanie malých množstiev závažných kyselín alebo silnú bázu k ich roztokom, preto má len malý účinok na pH roztoku.

Príprava vyrovnávacích roztokov

1. Riedenie v meracej banke zodpovedajúcich fixanalov.

2. Množstvo vhodnej konjugovanej kyseliny-základnej pary vypočítanej rovnou pohlavia-Hasselbachov je zmiešaná.

3. Čiastočná neutralizácia slabej kyseliny so silnou alkáliou alebo slabou bázou so silnou kyselinou.

Pretože pufrové vlastnosti sú veľmi slabé, ak je koncentrácia jednej zložky 10-krát a viac odlišná od koncentrácie druhej zložky, roztoky pufra sa často pripravia zmiešaním roztokov koncentrácie oboch zložiek alebo pridaním do roztoku jedného Zložka zodpovedajúceho množstva činidla vedie k tvorbe rovnakej koncentrácie konjugovanej formy. V referenčných knihách sú podrobné recepty na prípravu vyrovnávacích roztokov pre rôzne hodnoty pH.

Použitie vyrovnávacích roztokov v chemickej analýze

Riešenia vyrovnávacej pamäte sú široko používané v chemickej analýze v prípadoch, keď pod experimentálnymi podmienkami musí chemická reakcia prejsť pod presnou hodnotou pH, ktorá sa nemení pri zriedení roztoku alebo keď sa k nemu pridávajú iné reagencie. Napríklad pri uskutočňovaní reakcie oxidácie redukcie počas ukladania sulfidov, hydroxidov, uhličitanov, chrómov, fosfátov atď.

Tu sú niektoré prípady použitia na účely analýzy:

Riešenie acetátového pufra (SNZONS + SN3 SOO NA. ; \\ T PH \u003d 5) sa používa vo zrážaní zrážok zjednodušených v kyslých alebo alkalických roztokoch. Škodlivý vplyv kyselín potláča octan sodný, ktorý reaguje s ťažkou kyselinou. Napríklad:

NS1 + CH 3 SOO N A → CH 3 SOAM + NA C1

alebo vo forme iónov

H + + CH 3 SOO → CH 3 SOAM.

AMMONAY -AMMONIUM POUŽÍVAŤ ROZPOČET (N H4OH + N H4 C1; pH \u003d 9) sa používa vo zrážaní uhličitanov bárnatých, stroncia, vápnika a oddeľuje ich od iónov horečnatých; pri ukladaní sulfidov niklu, kobaltu, zinku, mangánu, železa; ako aj počas výkopu hliníka, hydroxidov chrómu, chrómu, berýlia, titánu, zirkónia, železa atď.

FORMÁTOROVÝ ROZPEČNOSTI (NONE + NOON. ale; pH \u003d 2) sa používajú pri oddelení iónov zinku uložených akoZNS. V prítomnosti kobaltu, niklu, mangánu, železa, hliníka a chrómu.

Roztok fosfátového pufra (N a 2 nro 4 + n a 2 Ro; PH \u003d 8) Použitie pri vykonávaní mnohých reakcií oxidácie redukcie.

Pre Úspešná aplikácia Zmesi vyrovnávacej pamäte Na analýzu je potrebné si uvedomiť, že nie je vhodná každá vyrovnávacia zmes na analýzu. Zmes vyrovnávacej pamäte sa zvolí v závislosti od jej účelu. Musí to uspokojiť určité kvalityA jeho zložky by mali byť prítomné v roztoku v určitých množstvách, pretože účinok vyrovnávacích zmesí závisí od pomeru koncentrácie ich zložiek.

Vyššie uvedené môže byť znázornené ako tabuľka.

Riešenia vyrovnávacej pamäte používané v analýze

Zmes vyrovnávacej pamäte	Zloženie mixu (s molárnym pomerom 1: 1)	ph
Formatívny	Kyselina mravčia a mravčan sodný
Benzoyatnaya	Kyselina benzoová a benzoát amónny
Acetát	Kyselina octová a octan sodný
Fosfát	Nežiaduce a dvojaký fosforečnan sodný
Amónium	Hydroxid amónny a chlorid amónny

Akcia pufra tiež majú zmesi kyselinových solí s rôznou substitúciou vodíka s kovom. Napríklad v pufrovej zmesi dihydrofosfátu a hydrofosfátu sodného, \u200b\u200bprvá soľ hrá úlohu slabej kyseliny a druhú úlohu jej soli.

Odchýlka koncentrácie slabej kyseliny a jej soli je možné získať roztoky pufra so špecifikovanými hodnotami pH.

U zvierat a rastlinných organizmov sú tiež komplexné tlmivé systémy, ktoré podporujú pH krvi, lymfats a iných tekutín. Vlastnosti pufra tiež majú pôdu, aby sa proti vonkajším faktorom zmenili pH roztoku pôdy, napríklad keď sa do pôdy zavádza kyselina alebo báza.

Záver

Takže vyrovnávacie roztoky hovoria riešenia podporujúcekonštantná hodnota pH pri riedení a pridávaní malých množstiev kyseliny alebo bázu. Dôležitou vlastnosťou vyrovnávacích roztokov je ich schopnosť udržiavať konštantnú hodnotu pH, keď sa roztok zriedi. Roztoky kyselín a báz sa nemôžu nazývať vyrovnávacie roztoky, pretože Pri riedení ich roztoku pH vody sa zmení. Najúčinnejšie roztoky pufra sa pripravia z roztokov slabej kyseliny a jej soli alebo slabej bázy a jej soli.

Riešenia vyrovnávacej pamäte môžu byť považované za zmesi elektrolytov, ktoré majú ióny rovnakého mena. Riešenia vyrovnávacej pamäte dôležitá úloha V mnohých technologických procesoch. Používajú sa napríklad s elektrochemickým aplikáciou ochranných náterov, pri výrobe farbív, kože, fotografických materiálov. Široko používané roztoky pufra v chemickej analýze a na kalibráciu pH-metrov.

Mnohé biologické tekutiny sú roztoky vyrovnávacej pamäte. Napríklad pH krvi v ľudskom tele sa udržiava v rozsahu od 7,35 do 7,45; žalúdočná šťava od 1,6 do 1,8; sliny od 6,35 do 6,85. Zložky takýchto roztokov sú uhličitany, fosfáty a proteíny. V bakteriologických štúdiách v kultivácii baktérií sa musia použiť bufferové roztoky.

Bibliografický zoznam

1. Kreszkov A.p. Základy analytickej chémie. KN.1. - M: Chémia, 1965. -498 p.

2. Citovich I.K. Kurz analytickej chémie: Učebnica pre univerzity. - St. Petersburg: "LAN", 2007.- 496 p.

3. KRESHKKOV A.P., YAROSLAVTSEV A.A. Priebeh analytickej chémie. KN.1. Kvalitatívna analýza. - 2. ed. Zvrátené. - m.: Chémia, 1964 - 432 p.

4. Chémia: Príručka pre študentov stredných škôl a príchod na univerzity / ed. Lydia R.A., ALIKBAROVA L.YU. - m.: AST-tlačová škola, 2007. -512С.

5. Osipov yu.s., Veľká ruská encyklopédia: v 30 t. T.4.- M.: Veľká ruská encyklopédia 2006 - 751 p.

6. Mikhaylenko ya.i., Úvod do chemickej analýzy, Goshimtekhizdat, 1933.