Аміачно-ацетатний буфер. Буферна аміачна система складається з двох складових частин. Застосування буферних розчинів у хімічному аналізі

Однією з основних властивостей живих організмів є підтримання кислотно-основного гомеостазу певному рівні. Протолітичний гомеостаз- Постійність рН біологічних рідин, тканин та органів. Це знаходить вираз у досить постійних значеннях рН біологічних середовищ (крові, слини, шлункового сокуі т.д.) та здатності організму відновлювати нормальні значення рН при впливі протолітів. Система, що підтримує протолітичний гомеостаз,включає не тільки фізіологічні механізми (легеневу та ниркову компенсацію), а й фізико-хімічні: буферну дію, іонний обмін і дифузію.

Буферними розчинаминазиваються розчини, що зберігають незмінні значення рН при розведенні або додаванні невеликої кількості сильної кислоти або основи.Протолітичні буферні розчини являють суміші електролітів, що містять однойменні іони.

Розрізняють переважно протолітичні буферні розчини двох типів:

Кислотні, тобто. що складаються із слабкої кислоти і надлишку пов'язаного з нею основи (солі, утвореної сильною основою та аніоном цієї кислоти). Наприклад: СН 3 СООН та СН 3 СООNa - ацетатний буфер

СН 3 СООН + Н 2 О ↔ Н 3 О + + СН 3 СОО - надлишок сполученого

підстави

СН 3 СООН Na Na + + CH 3 COO -

Основні, тобто. що складаються зі слабкої основи та надлишку сполученої з ним кислоти (тобто солі, утвореної сильною кислотою і катіоном цієї основи). Наприклад: NH 4 OH та NH 4 Cl – аміачний буфер.

NH 3 + H 2 O ↔ OH - + NH 4 + надлишок

підстава

пов'язаної

NH 4 Cl → Cl - + NH 4 + кислоти

Рівняння буферної системи розраховується за формулою Гендерсона-Гассельбаха:

рН = рК + ℓg, pOH = pK + ℓg
,

де рК = -ℓg До Д.

С – молярна чи еквівалентна концентрація електроліту (C = V N)

Механізм дії буферних розчинів

Розглянемо його з прикладу ацетатного буфера: СН 3 СООН + СН 3 СООNa

Висока концентрація ацетат-іонів обумовлена повною дисоціацією сильного електроліту – ацетату натрію, а оцтова кислота у присутності однойменного аніону існує у розчині практично у неіонізованому вигляді.

При додаванні невеликої кількості хлороводневої кислоти, іони Н + зв'язуються з наявною в розчині пов'язаною основою СН 3 СОО - в слабкий електроліт СН 3 СООН.

CH 3 COO ‾ +H + ↔ CH 3 COOH (1)

З рівняння (1) видно, що сильна кислота НС1 замінюється еквівалентною кількістю слабкої кислоти СН3СООН. Кількість СН 3 СООН збільшується та за законом розведення В. Оствальда ступінь дисоціації зменшується. Внаслідок цього концентрація іонів Н+ у буфері збільшується, але дуже незначно. рН зберігається незмінним.

При додаванні кислоти до буфера рН визначається за такою формулою:

рН = рК + ℓg

При додаванні до буфера невеликої кількості лугу протікає її реакція з СН 3 СООН. Молекули оцтової кислоти будуть реагувати з гідроксид-іонами з утворенням Н 2 О та СН 3 СОО ‾:

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

В результаті цього луг замінюється еквівалентною кількістю слабоосновної солі CH3COONa. Кількість СН 3 СООН зменшується і за законом розведення В. Оствальда ступінь дисоціації збільшується за рахунок потенційної кислотності недисоційованих молекул СН 3 СООН, що залишилися. Отже, концентрація іонів Н+ практично не змінюється. рН залишається незмінним.

При додаванні лугу рН визначається за такою формулою:

рН = рК + ℓg

При розведенні буфера рН також змінюється, т.к. константа дисоціації та співвідношення компонентів у своїй залишаються незмінними.

Таким чином, рН буфера залежить від: константи дисоціації та співвідношення концентрації компонентів. Чим ці величини більші, тим більше рН буфера. рН буфера буде найбільшим при співвідношенні компонентів, що дорівнює одиниці.

Для кількісної характеристики буфера вводиться поняття буферної ємності.

Розмір: px

Починати показ зі сторінки:

Транскрипт

2 Основні питання: 1. Буферні системи, склад та механізм їх дії 2. Ацетатний, фосфатний, аміачний, гідрокарбонатний, гемоглобіновий буфери 3. Розрахунок рН буферних розчинів. 4. Буферна ємність та фактори, що впливають на неї 5. Значення буферних систем для хімії та біології, медицини та фармації

3 У процесі метаболізму у нашому організмі виділяється багато кислот соляна, піровиноградна, молочна. Але в організмі суворо зберігається рН. Постійність рН біологічних середовищ підтримується не тільки за допомогою фізіологічних механізмів (легенева та ниркова компенсації), але за допомогою фізико-хімічної буферної дії, іонного обміну та дифузії. Підтримка на заданому рівні кислотно-основної рівноваги забезпечується на молекулярномурівнедієюбуфернихсистем.

4 Розчини, що зберігають постійне значення pH при додаванні невеликих кількостей сильних кислот і лугів, а також при розведенні, називаються буферними протолітичними системами. Здатність деяких розчинів зберігати незмінною концентрацію іонів водню одержала назву буферної дії, яка є основним механізмом протолітичного меостазу. Буферні розчини - це суміші слабкої основи або слабкої кислоти та їх солі. У буферних розчинах, згідно з теорією Бренстеда Лоурі, головними «діючими» компонентами є доноріакцепторпротонів.

5 Буферні розчини можна приготувати двома способами: 1. Частковою нейтралізацією слабкого електроліту сильним електролітом: СН 3 СООН(надлишок) + NaOH; NaOH(надлишок) + HCl 2. Змішуванням розчинів слабких електролітів з їх солями (або двох солей): СН 3 СООН і СН 3 СООNa; NH 3 та NH 4 Cl; NаН 2 РВ 4 і Nа 2 НРВ 4

6 Причина виникнення в розчинах нової якості буферної дії полягає в поєднанні кількох протолітичних рівноваг В(підстави)+Н + НВ + (спів. кислота) НА(кислота) Н + + А - (спів. основа) Пов'язані кислотно-основні пари НВ + /Ві НА/А - називають буферними системами, які являють собою суміщені рівноваги процесівіонізаціїігідролізу.

7 Таким чином, протолітичнібуферні системи складаються з двох компонентів. I. слабка пов'язана. кислота основа II. слабка основа пов'язана. кислота Один із компонентів пов'язує Н+ сильної кислоти, інший ВІН - сильної луги.

8 КЛАСИФІКАЦІЯ БУФЕРНИХ СИСТЕМ I. Кислотні буферні системи. Є сумішшю слабкої кислоти НА (донор протона) та її солі А - (акцепторпротону). q ацетатна: СН 3 СООН + СН 3 СООNa СН СН 3 3 СООН СОО q гідрокарбонатна: Слабка кислота Сполучена основа Н 2 СО НСО 3 3

9 ІІ. Основні буферні системи. Є сумішшю слабкої основи (акцептор протона) та її солі (донорпротону). Аміачна буферна система: суміш слабкої основи NH 3 H 2 O (акцептор протона) та його солі сильного електроліту NH + 4 (донор протона). Зона буферної діїприрн 8,2-10,2 NH 4 NH OH + 4 Слабка основа Сполучена кислота

10 ІІІ. Сольові буферні системи. КН 2 РО 4 + К 2 НРО 4 внутрішньоклітини NaH 2 PO 4 +Na 2 HPO 4 поза клітиною Гідрофосфатна буферна система (зона буферної дії рН 62 82). Є сумішшю слабкої кислоти Н 2 РО - 4 (донор протону) ієєсолінро 2-4 (акцепторпротону) Н 2РО НРО Слабка кислота Сполучена основа

11 IV. Амінокислотні та білкові буферні системи. Буферна дія цих буферних систем починає проявлятися при додаванні до них деякої кількості кислоти чи лугу. Утворюється суміш двох форм білка: а) слабка «білок-кислота» + сіль цієї слабкої кислоти б) слабке «білок-основа» + сіль цієї слабкої основи

12 Розрахунок pH буферних систем (рівняння Гендерсона-Гассельбаха) На прикладі ацетатного буферного розчину розглянемо розрахунок буферних систем. СН СООН СН СООNa Ацетат натрію практично 3 повністю розпадається на іони: СН 3 СООNa СН 3 СОО - + Н + 3 оцтова кислота дисоціює лише в незначній мірі: СН 3 СООН СН 3 СОО - + Н + Застосуємо закон діючих мас куравненню дис

13 У присутності ацетату натрію рівновага дисоціації оцтової кислоти сильно зміщена ліворуч відповідно до принципу Ле-Шательє. Майже вся кислота в такому розчині знаходиться в позадисоційованому вигляді і лише незначна її кількість дисоціює, утворюючи іони Н + і забезпечуючи кисле середовище розчину. Тому рівноважна концентрація непродисоціювальної кислоти у цьому розчині практично дорівнює загальній її концентрації, тобто. С(СН 3 СООН) дорівнює. С(кислоти). Концентрація ацетат-іонів у буферній суміші практично дорівнює вихідній концентрації солі: С(СН 3 СОО -) С(солі).

14 Врівняння константи дисоціації оцтової кислоти підставимо загальну концентрацію кислоти ісолі, отримаємо К д = C С к ти Прологарифмувавши це рівняння і змінивши знаки на зворотні, отримаємо: солі, lgс = lgк д С до ти солі Оскільки lg С(Н +)= lgкд = рк кислоти, то + = К д С С к ти солі

15 ph = pk до ти lg С С до ти солі або ph = pk до ти + lg С С солі кислоти Це рівняння називають рівнянням Гендерсона-Гессельбаха. Це основне рівняння, яке використовується для опису кислотно-лужної рівноваги в біологічних системах.

16 Після аналогічного висновку для основних буферних систем: poh ph = = 14 pk осн pk + осн lg С lg С (солі) (підстави) С С (солі) (підстави) З рівнянь видно, що рН кислотної (основної) буферної системи залежить від природи слабкого електроліту (рк(кислоти), рк(підстави), від співвідношення концентрацій солі та кислоти (підстави) і від температури.

17 Слід зазначити, що буферні системи ефективно підтримують рн в діапазоні: рк (кислоти) ±1 для кислотних систем; 14 (рк(підстави)±1) для основних систем. Механізм впливу буферних систем. 1.Розвільнення. При розведенні водою концентрації кислоти ісолі зменшуються водно і таке ж число разів, носовідношення lg С(солі)/С(кислоти) не змінюється, тому рН буферного розчину практично не змінюється. Крім того, рк кислоти або рк основи незалежного звільнення. 2. Додавання кислот і основ. При додаванні в ацетатний буфер невеликої кількості сильної кислотиіонин + (утворюютьсяприєдисоціації)

18 зв'язуються сацетат-іонами, що містяться надлишку, з утворенням слабодисоціюючих молекул СН 3 СООН. Ступінь дисоціації СН 3 СООН мала і концентрація [Н + ] практично не змінюється, рН буферного розчину зменшиться, але незначно. СН 3 СООН CH 3 COONa + HCl CH 3 COOH + NaCl х х х буфер рнfl рн = рк до ти + lg C С солі до ти х + х

19 При додаванні невеликої кількості NaOH, OH - іони нейтралізуються кислотним компонентом буферного розчину, утворенням молекулводи. СН 3 СООН + NaOH CH 3 COONa + H 2 O х х х CH 3 COONa буфер В результаті додана сильна основа замінюється еквівалентною кількістю слабкої сполученої основи СН 3 СОО -, яка меншою мірою впливає на реакцію середовища. рН буферного розчину збільшується, але незначно.

20 рн рн = рк до ти + lg C З солі до ти + х х Приклад: порівняємо зміну рн при пропущенні 0,01 моль хловодню через 1 л: Ацетатного буферного розчину, що містить по 0,1 моль/л солі та кислоти ; v Дистильованої води Початкове знання рн буферного розчину дорівнює рн = рксн 3 СООН = 4,75, т.к. С к ти = З солі Після додавання HCl: рН = 4,75 + lg 0,1 0,01 0,1 + 0,01 рН = 4,66; ΔрН = 4, = 0,09 одиниці рН

21 v рН = 7 для дистильованої води. Після пропущення 0,01 моль HCl ph = -lg 0,01 = 2; ΔрН = 7 2= 5 одиниць рн Здатність буферного розчину зберігати рН у міру збільшення сильної кислоти або сильної лугу приблизно на постійному рівні далеко не безмежна і обмежена величиною так званої буферної ємності.

22 БУФЕРНА ЄМНІСТЬ Буферна ємність (В) - це число молей еквівалента сильної кислоти або лугу, яке необхідно додати до 1 лбуферного розчину, щоб змістити його рН на одиницю. Буферна ємність системи визначається по відношенню до кислоти, що додається (В кисл.) або основи (луги) (В осн.) і розраховується по формулах: В кисл. = H (HA) ph - ph 0 V (HA), V (б.p.) H В осн. =, ph - ph V(B) V(б.p.) де V(HA), V(B) - обсяги доданих кислоти або лугу, л.; С н =(НА), С н (В) молярні концентрації еквівалента відповідно кислоти та лугу; V(б.р.) – обсяг вихідного буферного розчину, л.; рн о, рн - значення рн буферного розчину до і після додавання кислоти або лугу; рн-рно - різниця рнпо модулю. C (B) 0

23 Буферна ємність по відношенню до кислоти (В кисл.) визначається концентрацією (кількістю еквівалентів) компонента з основними властивостями; буферна ємність по відношенню до основи (В осн.) визначається концентрацією (кількістю еквівалентів) компонента кислотними властивостями в буферному розчині.

24 Буферна ємність залежить від співвідношення компонентів та їх концентрації а) співвідношення компонентів сіль кислота 90 ммоль 10 ммоль = = = ммоль HCl + 10 ммоль HCl = = lg4 = 0,60 lg0,67 = -0,17 = 0,67 Буферна ємність максимальна при співвідношенні компонентів рівних одиниці, при цьому осн = кисл., арн = рк

25 б) концентрація компонентів. Чим вища концентрація, тим більша буферна ємність. сіль 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 Застосування будь-якої буферної системи обмежено певною областю рН: для кислотних системрн = рк кислоти ±1; для основних систем рН = 14 - (РК основи ±1). ВИСНОВОК: буферна ємність в основному залежить від співвідношення концентрацій компонентів та їх абсолютних концентрацій, а отже, відведення. Буферні системи крові Сталість рН рідких середовищ гранізму підтримується буферними системами: гідрокарбонатною, гемоглобіновою, фосфатною, білковою. Дія всіх буферних систем в організмі взаємопов'язана, що забезпечує біологічним рідинам постійне значення рН. В організмі людини і тварин буферні системи знаходяться в крові (плазмі та еритроцитах), у клітинах та міжклітинних просторах інших тканин.

27 Буферні системи крові представлені буферними системами плазми табуферними системами еритроцитів. Буферні системи плазми Гідрокарбонатна 35% Білкова. 7% Фосфатна 2% рН = 7,4 44% Роль останньої незначна. На їхню частку припадає 44% буферної ємності крові. Буферні системи еритроцитів рН = 7,25 гемоглобінова 35% гідрокарбонатна 18% 56% Система органічних фосфатів 3% На їх частку припадає 56% буферної ємності крові.

Гідрокарбонатна буферна система становить 53% загальної буферної ємності крові (35% у плазмі, 18% в еритроцитах). Безпосередньо виміряти концентрацію вугільної кислоти у крові практично неможливо. Тому в рівняння Гендерсона-Гассельбаха замість вводять концентрацію вуглекислого газу.

29 Практично покриву вимірюють парціальний тиск вуглекислого газу СО 2. Концентрацію розчиненого в плазмі СО 2 розраховують, помножуючи на константу розчинності СО 2. Якщо виражено в кілопаскалях (кпа), то константа дорівнює 0,23, якщо вмм. рт. ст. 0,03. Тому, якщо Р СО 2 виражено в кпа, рівняння набуває наступної форми: рн =6,1 +lg Парціальний тиск СО 2 у плазмі крові в нормі становить ~ 5,3 кпа (40 мм.рт.ст.), що відповідає концентрації 2 ~1,2 ммоль/л.

30 Парціальний тиск СО 2 у плазмі крові в нормі становить ~ 5,3 кпа (40 мм.рт.ст.), що відповідає концентрації СО 2 ~1,2 ммоль/л. Концентрація гідрокарбонат-іонів у позаклітинній рідині при Р СО 2 = 5,3 кпа дорівнює 24 ммоль/л. Співвідношення у позаклітинній рідині [НСО - 3]/[СО 2 ] (обидві величини ммоль/л) становить 20:1. За рівнянням Гендерсона Гассельбаха це співвідношення відповідає величині рН плазми крові, що дорівнює 7,4: рН = 6,1 + lg24/1,2 = 6,1 + lg20 = 6,1 + 1,3 = 7,4 Таким чином, активна реакція плазми артеріальної крові у здорових людей відповідає рН = 7,40.

31 Оскільки гідрокарбонатів вкриви більше, ніж буферна система крові значно більше для кислот, ніж для основ. Це має велике біологічне значення, т.к. впроцесі обміну речовин кислот утворюється більше, ніж основ. Концентрація зумовлює резервну лужність крові. Лужний резерв крові визначається тим обсягом вуглекислого газу, який поглинається 100см 3 крові при зіткненні з газовою сумішшю, що містить 5,5% 2 при тиску 40 мм.рт.ст., що відповідає тиску вуглекислого газу в легких. У нормі лужний резерв крові становить 50-65% (об'ємні) СО 2.

32 Зниження співвідношення:< 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 наводить калкалоз.

33 Алкалоз газовий Пневмонія, астма Наслідок гіпервентиляції у тому числі при інтенсивній вентиляції легень (зменш. конц. CO 2). Алкалоз негазовий Втрата великих кількостей НСl при блюванні Виведення великих кількостей H + при прийомі діуретиків Введення великих кількостей NaHСО 3 Тривалий прийом мінеральних водз великим сод. лугів

34 Основні клінічні прояви при ацидозі та алкалозі Ацидоз: Пригнічення ЦНС, при pH нижче 7 пригнічення досягає такого ступеня, при якому втрачається орієнтація; людина впадає у коматозний стан; Почастішання дихання з метою виведення вуглекислого газу, як пристосувальна реакція Алкалоз: Перезбудження нервової системи, що супроводжується тетонічними (судомними) скороченнями; може настати загибель від тетонічного скорочення дихальної мускулатури

35 Корекція кислотно-основного стану організму. В якості екстреної допомоги при ацидозі застосовують внутрішньовенне вливання розчинів гідрокарбонату натрію, проте при його введенні в результаті нейтралізації к-ти виділяється СО 2, що знижує ефективність засобу. Цього недоліку позбавлений трисамін, що зв'язує надлишкові протони: H 2 N-C(CH 2 OH) 3 + H + H 3 N + -C(CH 2 OH) 3. Як засіб, що коригує ацидоз, використовують також лактатнатрію. Для усунення явищ алкалозу як один з тимчасових заходів застосовують розчин аскорбінової кислоти.

36 Можлива зміна рН і в інших середовищах організму, наприклад, у різних відділах травного тракту, особливо в шлунку. При зниженій кислотності шлункового соку призначають розведену соляну кислоту, при підвищеній різні антацидні препарати: основний карбонат магнію Mg(OH) 2 4 MgCO 3 H 2 O, оксид магнію, карбонат кальцію та кальмагін (гранули, що містять основний карбонат магнію і гідрокарбонат натрію) . В основі фармакологічної дії всіх перерахованих засобів лежить р-іянейтралізація

37 Гемоглобінова буферна система Гемоглобінова буферна система знаходиться лише в еритроцитах. Механізм її дії пов'язаний із приєднанням та віддачею кисню. У зв'язку з цим гемоглобін (Нв) має окислену ННвО 2 і відновлену ННв форми. ННв + О 2 ННвО 2 Н + + HbO - 2 кислота ННв Н + + Нв кислота сполучена основа Механізмдії заснована на реакціях: сполучена основа

38 HbO - 2+ Н + ННвО 2 ННв + О 2 основа ННвО 2 кислота ННв + ВІН HвО Н 2 О + ВІН Нв + Н 2 О кислота Нв + Н + ННв основа З наведених вище схематичних реакцій видно, що додавання сильної кислоти або сильного лугу викликає захисну реакцію буферної системи щодо збереження постійного значення рН середовища, що пояснюється зв'язуванням доданих Н + і ОН і утворенням електролітів, що малодисоціюють.

39 Гемоглобінова буферна система в організмі ефективно функціонує тільки в поєднанні з гідрокарбонатною системою. 1. Плазма крові У плазмі крові за рахунок гідрокарбонатної буферної системи відбувається низка реакцій, внаслідок яких утворюється вуглекислий газ. Н 2 СО 3 + ВІН - Н 2 Про + НСО 3 - НСО 3 + Н + Н 2 СО 3 СО 2 Н 2 Про З плазми крові СО 2 дифундує в еритроцити, де фермент карбоангідразу каталізує її взаємодію з водою, утворюючи вугільну кислоту. 2. Еритроцити Н 2 Про + СО 2 Н 2 СО 3

40 В еритроцитах збільшується концентрація гідрокарбонат-іонів за схемою: Нв - + Н 2 3 3 ННв + НСО - 3 Утворені гідрокарбонат-іони дифундують у позаклітинну рідину. Венозна кров повертається у легені, гемоглобін реагує з киснем і утворюється оксигемоглобін. 3. Легкі Оксигемоглобін реагує згідрокарбонат-іонами ННв + О 2 ННвО 2 ; ННвО 2 + НСО 3- НвО 2- + Н 2 СО 3 Н 2 СО 3 Н 2 О + СО 2 З легких СО 2 видаляється ватмосферу за рахунок легеневої вентиляції. Такий в принципі механізм підтримки кислотнолужної рівноваги.

41 Білкові буферні системи Білкові буферні системи є амфолітними, т.к. до їх складу входять α амінокислоти, що містять групи з кислотними властивостями (СООН та NH + 3) та основними властивостями (СОО та NH 2). Механізм дії такої буферної системи можна представити наступним чином: кислотна буферна система а) H 3 N + R COOH + OH H 3 N + R COO + H 2 O білок кислота б) H 3 N + R COO + H + H 3 N + R COOН сіль білка кислоти (сполучена основа)

42 основна буферна система а) H 2 NR COO + Н + H 3 N + R COO білок основа б) H 3 N + R COO + ВІН H 2 NR COO + Н 2 Про сіль білка основи (сполучена кислота) де R макромолекулярний залишок білка. Роль білків плазми в гомеостазі іонів водню дуже мала. Фосфатна буферна система Фосфатна буферна система міститься як у крові, так і в клітинній рідині інших тканин, особливо в нирках.

43 У клітинах вона представлена КН 2 РО 4 ік 2 НРО 4, в плазмі крові та міжклітинному просторі - NaH 2 PO 4 і Na 2 HPO 4. Основну роль у механізмі дії цієї системи грає іон H 2 PO - 4: H 2 PO - 4 Н + + H 2 PO 2-4 кислота супр. Збільшення концентрації Н + призводить до зсуву реакції вліво, тобто. до утворення кислоти: HPO 2-4 Н + + H 2 PO - 4 кислота сопр. Фосфатний буфер крові знаходиться в тісному зв'язку з гідрокарбонатним. Н 2 СО 3 + НРО 2-4 Nа НСО 3 + Н 2 РО - 4 вмочу

44 Амонійна буферна система Утворюється в нирках з глютаміну під впливом глютамінази в реакції окисного дезамінування. NH 3 H + NH + 4 poh = pk +lg NH 4 OH+R COOH R COONH 4

45 Використання БС в інших областях Буферні розчиниґрунти запобігають надмірному зростанню кислотності або лужності, створюючи і підтримуючи тим самим умови для життя рослин. Для створення середовища сумісним значенням РН в наукових дослідженнях і багатьох технологічних процесах виробництва Для приготування еталонних буферних розчинів, за якими проводять настроювання приладів для вимірювання активної кислотності. Для підтримки сталості значень електрохімічного потенціалу систем використовуються БС, в основі дії яких лежить рівновага.

Основні питання: 1. Буферні системи, склад та механізм їх дії 2. Ацетатний, фосфатний, аміачний, гідрокарбонатний, гемоглобіновий буфери 3. Розрахунок рН буферних розчинів. 4. Буферна ємність та фактори,

БУФЕРНІ СИСТЕМИ. 1. Визначення, класифікація, склад буферної системи. 2. Механізм буферної дії. 3. Виведення формули рН буферних систем. 4. Властивості буферних систем: вплив на рН співвідношення

РОСІЙСЬКИЙ НАЦІОНАЛЬНИЙ ДОСЛІДНИЙ МЕДИЧНИЙ УНІВЕРСИТЕТ Загальна та біоорганічна хімія Курс лекцій для студентів лікувального, педіатричного, московського та стоматологічного факультетів Тема 6

лекції 910. Буферні системи. 1 Буферні системи сукупність кількох речовин, у розчині, які повідомляють йому буферні властивості, тобто. здатність протистояти зміні активної реакції середовища (ph) при розведенні,

Федеральне державне бюджетне освітня установа вищої освітиВОРОНІЖСЬКИЙ ДЕРЖАВНИЙ АГРАРНИЙ УНІВЕРСИТЕТ ІМЕНІ ІМПЕРАТОРА ПЕТРА I Кафедра хімії Реферативна доповідь з неорганічної

Тема заняття: БУФЕРНІ РОЗЧИНИ. Ціль заняття. Засвоїти уявлення про склад, класифікацію та механізм дії буферних систем. Навчитися застосовувати теоретичний матеріал для розрахунку рН та буферної

Державна бюджетна освітня установа вищої професійної освіти«ІРКУТСЬКИЙ ДЕРЖАВНИЙ МЕДИЧНИЙ УНІВЕРСИТЕТ» Міністерства охорони здоров'я Російської ФедераціїКафедра

МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ РОСІЙСЬКОЇ ФЕДЕРАЦІЇ НОВОСИБІРСЬКИЙ ДЕРЖАВНИЙ УНІВЕРСИТЕТ СПЕЦІАЛІЗОВАНИЙ НАВЧАЛЬНО-НАУКОВИЙ ЦЕНТР Хімічна рівновага в розчинах Новосибірськ-01

4. Поняття про буферні розчини Визначення буферних систем та його класифікація Багато реакцій у розчині протікають у потрібному напрямі лише за певної концентрації іонів Н +. Зміна її в ту

Приклад. Побудувати розподільну діаграму для розчину фосфорної кислоти в інтервалі рН,0,0. Розрахувати молярні частки частинок при рН = 5, 9,. Рівноваги, що протікають у розчині фосфорної кислоти:

Федеральна державна бюджетна освітня установа вищої освіти Воронезький державний аграрний університет імені Імператора Петра I Кафедра хімії

Гідроліз обмінна реакція взаємодії речовин з водою, що призводить до їх розкладання. Гідролізу можуть піддаватися неорганічні та органічні речовинирізних класів.

2 3 ВСТУП Високий рівеньзнань, академічна та соціальна мобільність, професіоналізм фахівців, готовність до самоосвіти та самовдосконалення вимоги сьогоднішнього дня. У зв'язку з цим

МІНІСТЕРСТВО ОХОРОНИ ЗДОРОВ'Я УКРАЇНИ ХАРКІВСЬКИЙ НАЦІОНАЛЬНИЙ МЕДИЧНИЙ УНІВЕРСИТЕТ БУФЕРНІ СИСТЕМИ, ЇХ БІОЛОГІЧНА РОЛЬ Методичні вказівки для самостійної роботистудентів I курсу з дисципліни

Індивідуальне домашнє завдання 5. ВОДОРОДНИЙ ПОКАЗНИК СЕРЕДОВИЩА. ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ ТЕОРЕТИЧНА ЧАСТИНА Електроліти речовини, що проводять електричний струм. Процес розпаду речовини на іони під дією розчинника

Державна бюджетна освітня установа вищої професійної освіти МОСКІВСЬКИЙ ДЕРЖАВНИЙ МЕДИКО-СТОМАТОЛОГІЧНИЙ УНІВЕРСИТЕТ Міністерства охорони здоров'я та соціального розвитку

Семінар 1. Рівновага у гомогенній системі, кислотно-основна рівновага, використання у титриметрії (автор к.х.н. Моногарова О.В.). Аналітична хімія наука про визначення хімічного складуречовин

Заняття 5 ВОДОРОДНИЙ ПОКАЗНИК СЕРЕДОВИЩА. Гідроліз солей Тема занять 1. Вступний контроль на тему «Водневий показник середовища. Гідроліз солей». 2. Семінар на тему «Обмінні реакції електролітів. Водневий

Буферні системи крові (від англ. buffer, buff пом'якшувати удар) фізіологічні системи та механізми, що забезпечують кислотно-основне. 43765414836 Буферні системи, буферні розчини, буферні суміші, системи,

ЗАНЯТТЯ 5 ВОДОРОДНИЙ ПОКАЗНИК СЕРЕДОВИЩА. ГІДРОЛІЗ СОЛІЙ ТЕОРЕТИЧНА ЧАСТИНА Електроліти речовини, що проводять електричний струм. Процес розпаду речовини на іони під дією розчинника називається електролітичною.

Загальна хімія Студент: Група: Дата здачі роботи: Мета роботи: Лабораторна робота 8 РОЗЧИНИ ЕЛЕКТРОЛІТІВ Досвід 1. Залежність електропровідності розчинів від ступеня дисоціації електролітів Основні поняття:

МІНІСТЕРСТВО ОХОРОНИ ЗДОРОВ'Я УКРАЇНИ ЗАПОРІЗЬКИЙ ДЕРЖАВНИЙ МЕДИЧНИЙ УНІВЕРСИТЕТ КАФЕДРА ФІЗИЧНОЇ ТА КОЛОЇДНОЇ ХІМІЇ

3 Розчини електролітів Рідкі розчини поділяють на розчини електролітів, здатні проводити електричний струм, та розчини неелектролітів, які не електропровідні. У неелектролітах розчинене

Лекція 6 Кислотно-основна рівновага 1 План лекції 1. Загальні властивостіхімічної рівноваги 2. Електролітична дисоціація. Кислоти та основи по Арреніусу. 3. Кислотність розчинів. ph. Константи

Гідроліз. Твір 11 Умови перебігу реакції між електролітами Реакції в розчинах електролітів - це реакції між іонами Необхідною умовою перебігу реакцій у розчинах

Лекція 5 Протолітичні рівноваги у розчинах солей (гідроліз). Буферні розчини. Рівноважність осад розчин. Добуток розчинності. ПРОТОЛІТИЧНІ РІВНОВАГИ У РОЗЧИНАХ СОЛЕЙ ГІДРОЛІЗ взаємодія

Що є КИСЛОТА та ПІДСТАВА? КИСЛОТНО ОСНОВНІ РІВНОВАГИ Життя це боротьба не проти гріха, не проти влади грошей, але проти іонів водню Арреніус, 1894 Бренстед-Лоурі, 1923 Льюїс, 1923

1. Теоретичні основи методу Лекція 2 Кислотно-основний метод В основі методу лежить реакція нейтралізації: Н + + ВІН - Н 2 О Метод застосовується для кількісного визначення кислот та лугів, а також

Завдання до екзамену з дисципліни «Загальна та неорганічна хімія» Способи вираження концентрації розчинів. Кислотно-основне титрування. 1. У медичної практикичасто користуються 0,9% - ним розчином NaCl

РОСІЙСЬКИЙ ЕКОНОМІЧНИЙ УНІВЕРСИТЕТ імені Г. В. ПЛЕХАНОВА Неорганічна хімія ТЕМА: Електролітична дисоціація

1. Доцент кафедри Загальної та неорганічної хімії НДТУ «МІСіС», кандидат хімічних наукМарина Норайрівна Тер-Акопян 2. Середовище проживання кислот і основ - вода Вода найважливіше хімічна речовинана

18. Іонні реакціїу розчинах Електролітична дисоціація. Електролітична дисоціація це розпад молекул у розчині з утворенням позитивно та негативно заряджених іонів. Повнота розпаду залежить

1. Чому дорівнює заряд ядра атома вуглецю? 1) 0 2) +6 3) +12 4) -1 2. Що спільного в атомах 12 6С та 11 6С? 1) Масове число 2) Число протонів 3) Число нейтронів 4) Радіоактивні властивості Вхідні тести з

ЗАВДАННЯ I (ВІДБІРНОГО) ЗАОЧНОГО ЕТАПУ ОЛІМПІАДИ «ЮНІ ТАЛАНТИ ПРИКАМ'Я. ХІМІЯ» 2008/2009 НАВЧАЛЬНОГО РОКУ Відповідати на завдання потрібно у файлі відповідей! У завданнях 1-19 необхідно вибрати один чи кілька

Теоретичні основи курсу «Структурна Біохімія» Викладач Світлана Бобкова, доктор хімічних наук Тема: Структура води. Фізичні властивостіводи. дисоціація води. Іонний добуток води.

Розчини (3) Рівноваги у розчинах електролітів. рН та ПР Лекція курсу «Загальна та неорганічна хімія» для 11-х класів СУНЦ Кислотно-основні рівноваги в розчинах По Аррениусу:

Неорганічна хімія Мета роботи: Студент: Група: Дата виконання роботи: Лабораторна робота РОЗЧИНИ ЕЛЕКТРОЛІТІВ Досвід 1. Електрична провідність розчинів сильних та слабких електролітів Основні

РОЗДІЛ ІІ. АНАЛІТИЧНА ХІМІЯ Завдання 1 (автор П.В. Чулкін) 1. Для спрощення рішення висловимо склад аммофосу через один параметр а: a(nh) 2 HPO (1 а)(nh)H 2 PO. Молярна масадорівнює M = 132a 115(1a)

Рішення варіанта 2 1. Електронну конфігурацію аніону O 2 (1s 2 2s 2 2p 6) мають катіони Na, Mg 2. 2. Молярна маса простої речовини Проста речовина кремнію Si. M = V m = 2.33 12.1 = 28 г/моль. 3.

Гідроліз солей Роботу виконала Вчитель вищої категорії Тимофєєва В.Б. Що таке гідроліз Гідроліз процес обмінної взаємодії складних речовин з водою Гідроліз Взаємодія солі з водою, в результаті

ВЛАСТИВОСТІ РОЗЧИН Розчини це однорідні (гомогенні) системи, що складаються з двох або більше компонентів (складових частин), кількості яких можуть змінюватися в широких межах. Розчин складається з розчиненого

Ачинович Ольга Володимирівна Вчення про розчини Розчини це Розчинник це Розчинена речовина - Приклад: Вода це розчинник, якщо розчинити тверда речовина(Глюкозу) або газ (СО 2). - А якщо

Федеральне агентство з освіти Новгородський державний університет імені Ярослава Мудрого Кафедра хімії та екології Буферні методичні вказівки до лабораторної роботиВеликий Новгород 2006

Негребецький 2008 2010 Лекція 5. Процеси в розчинах. Протолітичні рівноваги ВАЖЛИВІ ПОНЯТТЯ Процеси в розчинах 5.1 Негребецький 2008 2010 1. Рівноваги у водних розчинах. Гідратація іонів. Полярність

ЛЕКЦІЯ 5 План лекції. Протолітичні рівноваги в розчинах солей (гідроліз солей). Груповий реагент на третю аналітичну групу та механізм його дії.

Питання диференціального заліку з медичної хімії для студентів медичного та стоматологічного факультетів 1. Кислотно-основні рівноваги та комплексоутворення у біологічних розчинах. 1. Біогенні

Рішення варіанта 1 1. Електронну конфігурацію катіону Al 3+ (1s 2 2s 2 2p 6) мають аніони F, O 2. 2. Молярна маса простої речовини Проста речовина золото Au. 3. ClCH 2 CH 2 CH 2 CH 2 CH 2 CH 3;

1 Теорія. Іонно-молекулярні рівняння реакцій іонного обміну Реакціями іонного обміну називають реакції між розчинами електролітів, у яких вони обмінюються своїми іонами. Реакції іонного

Міністерство охорони здоров'я Республіки Молдова Державний університетМедицини та Фармації Ніколає Тестеміцану Фармацевтичний Факультет Кафедра загальної хімії Г. В. БУДУ, С. В. МЕЛЬНИК АНАЛІТИЧНА

ФЕДЕРАЛЬНА АГЕНЦІЯ З ОСВІТИ Державна освітня установа вищої професійної освіти «ТОМСЬКИЙ ПОЛІТЕХНІЧНИЙ УНІВЕРСИТЕТ» СТВЕРДЖУЮ Декан ХТФ В.М._Погребенков 2007 р.

Основні положення теорії електролітичної дисоціаціїФарадей Майкл 22. IX.1791 25.VIII. 1867 Англійський фізик та хімік. У першій половині 19 ст. ввів поняття про електроліти та неелектроліти. Речовини

1. Основні властивості виявляє зовнішній оксид елемента: 1) сірки 2) азоту 3) барію 4) вуглецю 2. Яка з формул відповідає виразу ступеня дисоціації електролітів: 1) α = n\n 2) V m = V\n 3) n =

1 МОДУЛЬ 1 ЗАГАЛЬНІ ТЕОРЕТИЧНІ ОСНОВИ АНАЛІТИЧНОЇ ХІМІЇ. ЯКІСНИЙ АНАЛІЗ ТЕМА: КИСЛОТНО-ОСНОВНІ РІВНОВАГИ ТА ЇХ РОЛЬ В АНАЛІТИЧНІЙ ХІМІЇ (В АНАЛІТИЦІ). БУФЕРНІ СИСТЕМИ ЛЕКЦІЯ 5 МЕТА: СФОРМУВАТИ

1. Який із перелічених елементів є найбільш типовим неметалом? 1) Кисень 2) Сірка 3) Селен 4) Телур 2. Який із перелічених елементів має найбільшу електронегативність? 1) Натрій

Міністерство освіти Російської Федерації Східно-Сибірський державний технологічний університет тестові завданняіз загальної та неорганічної хімії Методична розробкадля самостійної

1 Лекція 14 Іонні реакції Хімічні реакції у розчинах електролітів зводяться до обміну іонами. Ці реакції характеризуються дуже високими швидкостями. У процесі реакцій іонного обміну ступеня окиснення

1 ЛЕКЦІЯ План лекції: 1. Основні положення теорії розчинів електролітів. Загальна (аналітична) концентрація та активність іонів у розчині, їх взаємозв'язок. Швидкість хімічної реакції та хімічна рівновага.

ДЕРЖАВНА УСТАНОВА ВИЩОЇ ПРОФЕСІЙНОЇ ОСВІТИ «БІЛОРУСЬКО-РОСІЙСЬКИЙ УНІВЕРСИТЕТ» Кафедра «Технології металів» ХІМІЯ Методичні рекомендаціїдо практичним заняттямдля студентів

ЛЕКЦІЯ 3 План лекції: 1. Поведінка сильних та слабких одноосновних кислот у водних розчинах. 2. Поведінка сильних та слабких однокислотних основ у водних розчинах. 3. Поведінка сильних та слабких багатоосновних

Лекція 14 Реакції обміну у розчинах електролітів. Добуток розчинності. дисоціація води. Гідроліз солей Основні поняття: іонно-обмінні реакції, іонно-молекулярні рівняння, добуток розчинності

РІШЕННЯ задач олімпіади «МАЙБУТНЄ КУЗБАСУ» з хімії 1. Здійсніть перетворення: 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 O 3 La(OH) 2 NO 3 La(OH) 3

1 ЛЕКЦІЯ 5 КЛІНІЧНА ПАТОФІЗІОЛОГІЯ ПОРУШЕННЯ КИСЛОТНО ОСНОВНОГО СТАНУ ЗМІСТ 1. ВСТУП 2. ЗАГАЛЬНІ ВІДОМОСТІ ПРО КЩС 3. ЗНАЧЕННЯ ПОСТОЯННЯ ПОСТІВДАННЯ.

ХІМІЯ. ЗАГАЛЬНА І НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ. ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ При дослідженні дії універсального індикатора на розчини деяких солей можна помітити наступне: Як ми бачимо, середовище першого

Водневий показник ph Індикатори Суть гідролізу Типи солей Алгоритм складання рівнянь гідролізу солей Гідроліз солей різних типівСпособи придушення та посилення гідролізу Рішення тестів В4 Водневий

1. Наведіть приклади використання реакцій комплексоутворення у кислотноосновному методі аналізу. Напишіть рівняння реакцій. Реакції комплексоутворення кислотно-основного методу аналізу використовуються

Очний етап. 11 клас. Рішення. Завдання 1. Суміш трьох газів А,В,Смає щільність водню рівну 14. Порція цієї суміші масою 168 г була пропущена через надлишок розчину брому в інертному розчиннику

КРИВА ТИТРУВАННЯ - графік залежності параметра системи, пов'язаного з концентрацією речовини, що титрується, титранта або продукту реакції, від ступеня протікання процесу титрування (наприклад, від кількості

Збірник завдань з хімії для 9 медичного класуупорядник Громченко І.А. Москва Центр освіти 109 2012 Масова частка розчиненої речовини. 1. У 250г розчину міститься 50г хлориду натрію. Визначте

Біологічних рідин, тканин та органів.

Це знаходить вираз у досить постійних значеннях рН біологічних середовищ (крові, слини, шлункового соку тощо) та здатності організму відновлювати нормальні значеннярН при дії протолітів. Система, що підтримує протолітичний гомеостаз,включає не тільки фізіологічні механізми (легеневу та ниркову компенсацію), а й фізико-хімічні: буферну дію, іонний обмін і дифузію.

Забезпечення сталості рН крові та інших органів та тканин є однією з найважливіших умов нормального існування організму. Це забезпечення досягається наявністю в організмі численних регулюючих систем, найважливішими є буферні системи. Останні відіграють основну роль підтримці КОР в організмі.

Крім того, матеріал даної теми необхідний для вивчення наступних тем предмета (потенціометрія, властивості розчинів ВМС і т.д.) і таких дисциплін як біохімія, мікробіологія, гістологія, гігієна, фізіологія, практичної діяльностілікаря при оцінці типу та тяжкості порушень КОР.

Розрізняють переважно протолітичні буферні розчини двох типів:

СН 3 СООН + Н 2 О ↔ Н 3 О + + СН 3 СОО - надлишок сполученого

кислота основи

СН 3 СООН Na Na + + CH 3 COO -

NH 3 + H 2 O ↔ OH - + NH 4 + надлишок сполученої

основа кислоти

NH 4 Cl → Cl - + NH 4 +

Рівняння буферної системи розраховується за формулою Гендерсона-Гассельбаха:

рН = рК + lg, pOH = pK + lg,

де рК = -lg До Д.

С – молярна або еквівалентна концентрація електроліту (C = V N)

Механізм дії буферних розчинів

Розглянемо його з прикладу ацетатного буфера: СН 3 СООН + СН 3 СООН

Висока концентрація ацетат-іонів обумовлена повною дисоціацією сильного електроліту - ацетату натрію, а оцтова кислота у присутності однойменного аніону існує у розчині практично у неіонізованому вигляді.

1. При додаванні невеликої кількості хлороводневої кислоти, іони Н + зв'язуються з наявною в розчині пов'язаною основою СН 3 СОО - в слабкий електроліт СН 3 СООН.

CH 3 COO‾ +H + ↔ CH 3 COOH (1)

При додаванні кислоти до буфера рН визначається за такою формулою:

рН = рК + lg

2. При додаванні до буфера невеликої кількості лугу протікає її реакція з СН 3 СООН. Молекули оцтової кислоти будуть реагувати з гідроксид-іонами з утворенням Н 2 О та СН 3 СОО ‾:

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

При додаванні лугу рН визначається за такою формулою:

рН = рК + lg

3. При розведенні буфера рН також змінюється, т.к. константа дисоціації та співвідношення компонентів у своїй залишаються незмінними.

Для кількісної характеристики буфера вводиться поняття буферної ємності.

Механізм буферної дії (з прикладу аміачного буфера)

Механізм дії буферної системи розглянемо з прикладу аміачної буферної системи: NН 4 ОН (NН 3 х Н 2 Про) + NН 4 С1.

Гідроксид амонію - слабкий електроліт, що в розчині частково дисоціює на іони:

NН 4 ВІН<=>NН 4 + + ВІН -

При додаванні до розчину гідроксиду амонію хлориду амонію сіль як сильний електроліт практично повністю дисоціює на іони NН 4 С1 > NН 4 + + С1 - і пригнічує дисоціацію основи, рівновага якого зміщується у бік зворотної реакції. Тому З (NН 4 ВІН)? С (підстави); а З (NН 4 +)? З (солі).

Якщо в буферному розчині С (NН 4 ОН) = С (NН 4 С1), то рН = 14 - рКіст. = 14 + lg 1,8.10-5 = 9,25.

Здатність буферних сумішей підтримувати практично постійне значення рН розчину заснована на тому, що компоненти, що входять в них, зв'язують іони Н+ і ОН-, що вводяться в розчин або утворюються в результаті реакції, що протікає в цьому розчині. При додаванні до аміачної буферної суміші сильної кислоти, іони Н+ зв'язуватимуться молекулами аміаку або гідроксиду амонію, а не збільшувати концентрацію іонів Н+ та зменшувати рН розчину.

При додаванні лугу іони ВІН - зв'язуватимуть іони NН 4 +, утворюючи при цьому малодисоційовану сполуку, а не збільшувати рН розчину.

Буферна дія припиняється, як тільки одна із складових частин буферного розчину (сполучена основа або сполучена кислота) повністю витрачається.

Для кількісної характеристики здатності буферного розчину протистояти впливу сильних кислот та основ використовується величина, яка називається буферною ємністю. У міру збільшення концентрації буферного розчину зростає його здатність чинити опір зміні рН при додаванні кислот або лугів.

Властивість розчинів зберігати значення рН у певних межах при додаванні невеликих кількостей кислоти або лугу називається буферною дією. Розчини, що мають буферну дію, називаються буферними сумішами.

Для випадку титрування: щавлева кислота та гідроксид калію, зобразіть криву титрування, вкажіть випадок титрування, стрибок титрування, точку еквівалентності, використовувані індикатори

Стрибок титрування: pH = 4-10. Максимальна помилка у % - менше 0.4.

Індикатори – тимолфталеїн, фенолфталеїн.

Відновлювач, які елементи періодичної системиелементів можуть бути відновниками та чому?

Відновник - це речовина, яка під час реакції віддає електрони, тобто. окислюється.

Відновниками можуть бути нейтральні атоми, негативно заряджені іони неметалів, позитивно заряджені іони металів у нижчому ступені окислення, складні іони та молекули, що містять атоми у стані проміжного ступеня окислення.

нейтральні атоми. Типовими відновниками є атоми, зовнішньому енергетичному рівні яких є від 1 до 3 електронів. До цієї групи відновників належать метали, тобто. s-, d- та f-елементи. Відновлювальні властивості виявляють і неметали, наприклад, водень і вуглець. У хімічних реакціях вони дають електрони.

Сильними відновниками є атоми із малим потенціалом іонізації. До них належать атоми елементів двох перших головних підгруп періодичної системи елементів Д.І. Менделєєва (лужні та лужноземельні метали), а також Аl, Fe та ін.

У основних підгрупах періодичної системи відновна здатність нейтральних атомівзростає зі збільшенням радіусу атомів. Так, наприклад, у ряді Li - Fr слабшим відновником буде Li, а сильним - Fr, який взагалі є найсильнішим відновником з усіх елементів періодичної системи.

Негативно заряджені іони неметалів. Негативно заряджені іони утворюються приєднанням до нейтрального атома неметалу одного або декількох електронів:

Так, наприклад, нейтральні атоми сірки, йоду, що мають на зовнішніх рівнях 6 і 7 електронів, можуть приєднати відповідно 2 і 1 електрон і перетворитися на негативно заряджені іони.

Негативно заряджені іони є сильними відновниками, тому що вони можуть за відповідних умов віддавати не тільки слабко утримувані надлишкові електрони, а й електрони зі свого зовнішнього рівня. При цьому, чим активніший неметал як окислювач, тим слабше його відновна здатність у стані негативного іона. І навпаки, що менш активний неметал як окислювач, то активніше він може негативного іона як відновник.

Відновлювальна здатність негативно заряджених іонів за однакової величини заряду зростає зі збільшенням радіусу атома. Тому, наприклад, у групі галогенів іон йоду має більшу відновну здатність, ніж іони брому і хлору, а фтор - відновлювальних властивостей зовсім не виявляє.

Позитивно заряджені іони металів у нижчому ступені окислення. Іони металів у нижчому ступені окислення утворюються з нейтральних атомів у результаті віддачі лише частини електронів із зовнішньої оболонки. Так, наприклад, атоми олова, хрому, заліза, міді та церію, вступаючи у взаємодію з іншими речовинами, спочатку можуть віддати мінімальну кількість електронів.

Іони металів у нижчому ступені окислення можуть виявляти відновлювальні властивості, якщо у них можливі стани з більш високим ступенемокиснення.

У рівнянні ГРР розставте коефіцієнти методом електронного балансу. Вкажіть окислювач та відновник.

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 окислювач

6 Fe +2 - 1е Fe +3 відновник

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

2 Mn +7 + 5е Mn +2 окислювач

5 S -2 - 2е S 0 відновник

ВСТУП

БУФЕРНІ РОЗЧИНИ (буферні суміші, буфери) - розчини, що містять буферні системи і володіють внаслідок цього здатністю підтримувати рН на постійному рівні. Їх зазвичай готують шляхом розчинення у воді взятих у відповідних пропорціях слабкої кислоти та її солі, утвореної лужним металом, частковою нейтралізацією слабкої кислоти сильною лугом або слабкої основи сильною кислотою, розчиненням суміші солей багатоосновної кислоти. Величина рН приготовлених у такий спосіб буферних розчинів незначно змінюється з температурою. Інтервал значень рН, у якому буферний розчин має стійкі буферні властивості, лежить у межах рК ± 1 (рК - негативний десятковий логарифмконстанти дисоціації слабкої кислоти, що входить до його складу). Найбільш відомими буферними розчинами є: гліциновий Серенсен, ацетатний Вальполь, фосфатний Серенсен, боратний Паліч, вероналовий Міхаеліса, карбонатний Кольтгофа, трис-буфер, універсальний вероналовий Міхаеліса та ін.

У лабораторної практикибуферні розчини застосовуються для збереження активної реакції середовища на певному незмінному рівні та для визначення водневого показника (рН) - як стандартні розчини зі стійкими значеннями рН та ін.

БУФЕРНІ СУМІШІ

Якщо до розчину будь-якої кислоти або лугу додати воду, то, зрозуміло, концентрація іонів водню або гідроксилу відповідно зменшується. Але якщо додати деяку кількість води до суміші оцтової кислоти та ацетату натрію або до суміші гідроксиду амонію та хлориду амонію, то концентрація іонів водню та гідроксилу у цих розчинах не зміниться.

Властивості деяких розчинів зберігати незмінну концентрацію іонів водню при розведенні, а також при додаванні невеликих кількостей сильних кислот або лугів відомо під назвою буферної дії.

Розчини, що містять одночасно якусь слабку кислоту та її сіль або яку-небудь слабку основу та її сіль і надають буферну дію, називають буферними розчинами. Буферні розчини можна як суміші електролітів, мають однойменні іони. Присутність у розчині слабкої кислоти або слабкої основи та їх солей зменшує вплив розведення або дії інших кислот та підстави на рН розчину.

Такими буферними розчинами є такі суміші СН 3 СООН+СН 3 З OON а, NH 4 OH + NH 4 Cl , Na 2 CO 3 + NaHCO 3 та ін.

Буферні розчини, що являють собою суміші слабких кислот та їх солей, зазвичай мають кислу реакцію (рН<7). Например, буферная смесь 0,1М раствора СН 3 СООР + 0,1М розчину СН 3 СО ONa має рН = 4,7.

Буферні розчини, що являють собою суміші слабких підстав і їх солей, як правило, мають лужну реакцію (рН>7). Наприклад, буферна суміш 0,1М розчину N Н 4 ОН + 0,1 М розчину N Н 4 С1 має рН = 9,3.

Кислотно-основні буферні розчини

У широкому значеннібуферними називають системи, що підтримують певне значення будь-якого параметра при зміні складу. Буферні розчини можуть бути

– кислотно-основними – підтримують постійне значення рН при додаванні невеликих кількостей кислоти чи основи.

Окисно-відновними - зберігають постійним потенціал системи при введенні окислювачів або відновників.

відомі металобуферні розчини, що підтримують постійне значення рН.

У всіх випадках буферний розчин є сполученою парою. Зокрема, кислотно-основні буферні розчини містять сполучену кислотно-основну пару. Буферна дія цих розчинів обумовлена наявністю кислотно-основної рівноваги. загального типу:

НА ↔ Н + + А -

кислота пов'язана

підстава

В + Н + ↔ ВН +

Про снування пов'язана

Кислота

Так як у даному розділі розглядаються тільки кислотно-основні буферні розчини, називатимемо їх буферними, опускаючи в назві «кислотно-основні».

Буферними розчинами називають розчини, що підтримують постійне значення рН при розведенні та додаванні невеликих кількостей кислоти або основи.

Класифікація буферних систем

1. суміші розчинів слабких кислот та їх солей. Наприклад, буферний ацетатний розчин.

2. суміші розчинів слабких основ та їх солей. Наприклад, буферний амонійний розчин.

3. суміші розчинів солей багатоосновних кислот різного ступеня заміщення. Наприклад, фосфатний буферний розчин.

4. іони та молекули амфолітів. До них відносяться, наприклад, амінокислоти та білкові буферні системи. Перебуваючи в ізоелектричному стані, амінокислоти та білки не є буферними. Буферна дія проявляється лише тоді, коли до них додається деяка кількість кислоти чи лугу. При цьому утворюється суміш двох форм білка: а) слабка «білка кислота» + сіль цієї слабкої кислоти; б) слабка «білка основа» + сіль цієї слабкої основи. Таким чином, цей тип буферних систем можна віднести до буферних систем першого або другого типу.

Розрахунок рН буферних розчинів

В основі розрахунку рН буферних систем лежить закон мас для кислотно-основної рівноваги. Для буферної системи, що складається із слабкої кислоти та її солі, наприклад, ацетатної, концентрацію іонів H+ легко обчислити, виходячи з константи рівноваги оцтової кислоти:

CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +

(1).

З (1) випливає, що концентрація іонів водню дорівнює

(2)

У присутності CH 3 COONa кислотно-основна рівновага оцтової кислоти зрушена вліво. Тому концентрація недисоційованої оцтової кислоти майже дорівнює концентрації кислоти, тобто. [СН 3 COOH] = з кисл.

Головне джерело ацетат-іонів – сильний електроліт CH 3 COONa:

CH 3 COONa → Na + + CH 3 COO - ,

Тому можна прийняти, що [ CH 3 COO - ] = із солі . З урахуванням зроблених припущень рівняння (2) набуває вигляду:

Звідси одержують рівняння Гендерсона-Хассельбаха для буферних систем, що складаються із слабкої кислоти та її солі:

(3)

Для буферної системи, що складається із слабкої основи та її солі, наприклад, аміачної, концентрацію іонів водню в розчині можна розрахувати виходячи з константи дисоціації слабкої основи.

NH 3 × H 2 O = NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH -

(4)

Виразимо концентрацію іонів OH - з іонного добутку води

(5)

і підставимо (4).

(6)

З (6) випливає, що концентрація іонів водню дорівнює

(7)

У присутності NH 4 Cl кислотно-основна рівновага зрушена вліво. Тому концентрація недисоційованого аміаку майже дорівнює концентрації аміаку, тобто. [ NH 4 OH] = з осн.

Головне джерело катіонів амонію – сильний електроліт NH 4 Cl:

NH 4 Cl → NH 4 + + Cl - ,

Тому можна прийняти, що [ NH 4 + ] = із солі . З урахуванням зроблених припущень рівняння (7) набуває вигляду:

(8)

Звідси одержують рівняння Гендерсона-Хассельбаха для буферних систем, що складаються зі слабкої основи та її солі:

(9)

Аналогічним чином можна розрахувати рН буферної системи, що складається з суміші розчинів багатоосновних солей кислот різного ступеня заміщення, наприклад, фосфатної, що складається з суміші розчинів гідрофосфату ( Na 2 HPO 4 ) та дигідрофосфату ( NaH 2 PO 4 ) натрію. В основі її дії лежить кислотно-основна рівновага:

H 2 PO 4 - ↔ Н + + HPO 4 2-

Слабка кислота пов'язана основа

(10)

Виразивши з (10) концентрацію іонів водню і зробивши такі припущення:

[H 2 PO 4 -] = c (H 2 PO 4 -); [HPO 4 2-] = c (HPO 4 2-), отримаємо:

(11).

Прологарифмувавши цей вираз і змінивши знаки на протилежні, отримаємо рівняння Гендерсона-Хассельбаха для розрахунку рН фосфатної буферної системи

(12),

Де рК b (H 2 PO 4 - ) – негативний десятковий логарифм константи дисоціації

фосфорної кислоти по другому ступені; з ( H 2 PO 4 - ) та з (HPO 4 2- ) відповідно концентрації кислоти та солі.

Властивості буферних розчинів

Значення рН буферних розчинів залишається незмінним при розведенні, що випливає з рівняння Гендерсон-Хассельбаха. При розведенні буферного розчину водою концентрації обох компонентів суміші зменшуються в однакове число разів. Отже, величина рН у своїй має змінюватися. Однак досвід показує, що деяка зміна рН, хоча і незначна, все ж таки відбувається. Це тим, що рівняння Гендерсона-Хассельбаха є наближеним і враховує міжіонних взаємодій. При точних розрахунках слід враховувати зміну коефіцієнтів активності сполучених кислот і підстав.

Буферні розчини мало змінюють рН при додаванні невеликих кількостей кислоти чи основи. Здатність буферних розчинів підтримувати сталість рН при додаванні до них невеликих кількостей сильної кислоти або сильної основи, заснована на тому, що одна складова частина буферного розчину може взаємодіяти з H+ кислоти, що додається, а інша з OH- додається підстави. Внаслідок цього буферна система може пов'язувати як H + , так і OH - і до певної межі зберігати сталість величини рН. Продемонструємо це на прикладі форміатної буферної системи, що є сполученою кислотно-основною парою HCOOH / HCOO - . Рівнагу в розчині форміатного буферного розчину можна уявити рівнянням:

HCOOH ↔ HCOO - + H +

При додаванні сильної кислоти пов'язана основа HCOO - пов'язує додані іони H+ , перетворюючись на слабку мурашину кислоту:

HCOO - + H + ↔ HCOOH

Відповідно до принципу Ле Шательє рівновага зміщується вліво.

При додаванні лугу протони мурашиної кислоти пов'язують додані іони ВІН- молекули води:

HCOOH + ВІН - → HCOO - + H 2 O

Кислотно-основна рівновага згідно з Ле Шательє зміщується вправо.

В обох випадках відбуваються невеликі зміни у співвідношенні HCOOH / HCOO - Але логарифм цього співвідношення змінюється мало. Отже, трохи змінюється і рН розчину.

Сутність буферної дії

Дія буферних розчинів заснована на тому, що окремі компоненти буферних сумішей пов'язують іони водню або гідроксилу кислот, що вводяться в них, і підставі з утворенням слабких електролітів. Наприклад, якщо до буферного розчину, що містить слабку кислоту n і сіль цієї кислоти Kt А n , Додати луг, то відбудеться реакція утворення слабкого електроліту-води:

Н + + ВІН → Н 2 О

Отже, якщо до буферного розчину, що містить кислоту, додати луг, то іони водню, що утворюються при електролітичній дисоціації кислоти n зв'язуються з іонами гідроксилу доданої лугу, утворюючи слабкий електроліт-воду. Замість витрачених іонів водню, внаслідок подальшої дисоціації кислоти НА n , з'являються нові водні іони. В результаті колишня концентрація Н+ - іонів у буферному розчині відновляться до початкового значення.

Якщо до зазначеної буферної суміші додати сильну кислоту, то відбудеться реакція:

Н + + А n - → НА n

тобто. А n - - іони, що утворюються при електролітичній дисоціації солі К t А n , з'єднуючись з іонами водню доданої кислоти, утворюють молекули слабкої кислоти Тому концентрація іонів водню від сильної доданої кислоти до буферної суміші практично не зміниться. Подібним чином можна пояснити дію інших буферних сумішей.

Значення рН у буферних розчинах

Змінюючи співвідношення і можна отримати буферні

розчини, що відрізняються плавною зміною рН від них мінімально можливих значень. У водному розчині слабкої кислоти

[ Н + ] = √K HAn * C HAn

звідки

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

Але оскільки K HAn являє собою постійну величину, то її краще подати у вигляді pK HAn тобто. показника константи електролітичної дисоціації: pK Han = − lg K HAn.

Тоді отримаємо, що у водному розчині слабкої кислоти:

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

У міру додавання до водного розчину слабкої кислоти її солі рН розчину змінюватиметься.

Відповідно до рівняння, в розчині, що містить суміш слабкої кислоти та її солі [Н+ ] = K HAn

то

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

Аналогічно виводимо формулу стосовно слабких підстав:

[ВІН] = √K KtOH * C KtOH

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

Концентрацію іонів водню також виражають такою формулою [Н+ ] = , тому

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

Відповідно до рівняння, в розчині, що містить суміш слабкої основи та її солі

[ Н + ] =

т. е.

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

Немає жодної необхідності запам'ятовувати виведену формулу значення рН, оскільки вони дуже легко виводяться шляхом логарифмування простих формул, що виражають значення [Н+ ].

Буферна ємність

Здатність буферних розчинів підтримувати сталість значення рН небезмежна залежить від якісного складу буферного розчину та концентрації його компонентів. При додаванні до буферного розчину значної кількості сильної кислоти або лугу спостерігається помітна зміна рН. причому для різних буферних сумішей, що відрізняються один від одного за складом, що відрізняються один від одного за складом, буферна дія неоднакова. Отже, буферні суміші можна розрізняти за силою опору по відношенню до дії кислот і лугів, що вводяться в буферний розчин в однакових кількостях і певної концентрації. Гранична кількість кислоти або лугу певної концентрації (моль/л або г-екв/л), яку можна додати до буферного розчину, щоб значення рН його змінилося тільки на одну одиницю, називають буферною ємністю.

Якщо величина [Н+ ] одного буферного розчину змінюється при доданій сильної кислоти менше, ніж величина [Н+ ] іншого буферного розчину при додаванні тієї ж кількості кислоти, то перша суміш має більшу буферну ємність. Для одного і того ж буферного розчину буферна ємність тим більша, чим вище концентрація його компонентів.

Буферні властивості розчинів сильних кислот та основ.

Розчини сильних кислот і основ при досить високій концентрації теж мають буферну дію. Сполученими системами в цьому випадку є Н 3 Про + /Н 2 О – для сильних кислот та ВІН- /Н 2 Про – для сильних підстав. Сильні кислоти та основи повністю дисоційовані у водних розчинах і тому характеризуються високою концентрацією іонів гідроксонію.або гідроксил – іонів. Додавання до їх розчинів невеликих кількостей сильної кислоти або сильної основи, тому лише незначний вплив на рН розчину.

Приготування буферних розчинів

1. Розведенням у мірній колбі відповідних фіксаналів.

2. Змішенням розрахованих за рівнянням Гендерсона-Хассельбаха кількостей відповідних сполучених кислотно-основних пар.

3. Частковою нейтралізацією слабкої кислоти сильною лугом або слабкої основи сильною кислотою.

Оскільки буферні властивості виявляються дуже слабко, якщо концентрація одного компонента в 10 разів і більше відрізняється від концентрації іншого, буферні розчини часто готують змішуванням розчинів рівної концентрації обох компонентів або додаванням до розчину одного компонента відповідної кількості реагенту, що призводить до утворення рівної концентрації пари. Довідкова література має докладні рецепти приготування буферних розчинів для різних значень рН.

Застосування буферних розчинів у хімічному аналізі

Буферні розчини широко застосовують у хімічному аналізі у тих випадках, коли за умовами досвіду хімічна реакція повинна протікати при дотриманні точного значення рН, що не змінюється при розведенні розчину або додаванні до нього інших реагентів. Наприклад, при проведенні реакції окислення-відновлення, при осадженні сульфідів, гідроксидів, карбонатів, хроматів, фосфатів та ін.

Наведемо деякі випадки використання їх з метою аналізу:

Ацетатний буферний розчин (СНзСООН + СН 3 СОО Na ; рН = 5) застосовують при осадженні опадів, що не осаджуються в кислих або лужних розчинах. Шкідливий вплив кислот пригнічує ацетат натрію, який вступає у реакцію із сильною кислотою. Наприклад:

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

або в іонній формі

Н + + СН 3 СОО → СН 3 СООН.

Аміачно-амонійний буферний розчин ( N Н 4 ВІН + N Н 4 З 1; рН = 9) застосовують при осадженні карбонатів барію, стронцію, кальцію та відокремлення їх від іонів магнію; при осадженні сульфідів нікелю, кобальту, цинку, марганцю, заліза; а також при виділенні гідроксиду алюмінію, хрому, берилію, титану, цирконію, заліза тощо.

Форміатний буферний розчин (НСООН + НСОВ) N а; рН = 2) застосовують при відділенні іонів цинку, які облягають у вигляді ZnS у присутності іонів кобальту, нікелю, марганцю, заліза, алюмінію та хрому.

Буферний фосфатний розчин ( N а 2 НРВ 4 + N аН 2 РВ; рН = 8) використовує при проведенні багатьох реакцій окислення-відновлення.

Для успішного застосуваннябуферних сумішей з метою аналізу необхідно пам'ятати про те, що не всяка суміш буфера придатна для аналізу. Буферну суміш вибирають залежно від призначення. Вона має задовольняти певному якісному складу, а її компоненти повинні бути присутніми в розчині у певних кількостях, так як дія буферних сумішей залежить від співвідношення концентрації їх компонентів.

Вище перелічене можна у вигляді таблиці.

Буферні розчини, які застосовуються в аналізі

Буферна суміш	Склад суміші (при молярному співвідношенні 1:1)	рН
Форміатна	Мурашина кислота та форміат натрію
Бензоатна	Бензойна кислота та бензоат амонію
Ацетатна	Оцтова кислота та ацетат натрію
Фосфатна	Однозаміщений та двозаміщений фосфат натрію
Амонійна	Гідроксид амонію та хлорид амонію

Буферну дію мають також суміші кислих солей з різною заміщеністю водню металом. Наприклад, у буферній суміші дигідрофосфату та гідрофосфату натрію перша сіль відіграє роль слабкої кислоти, а друга роль її солі.

Варіюючи концентрацію слабкої кислоти та її солі, вдається отримати буферні розчини із заданими величинами рН.

У тварин та рослинних організмах також діють складні буферні системи, що підтримують постійними рН крові, лімфи та інших рідин. Буферними властивостями володіє і ґрунт, якому властиво протидіяти зовнішнім факторам, що змінюють рН ґрунтового розчину, наприклад, при введенні в ґрунт кислот або підставі.

ВИСНОВОК

Отже, буферними розчинами називають розчини, що підтримуютьпостійне значення рН при розведенні та додаванні невеликих кількостей кислоти або основи. Важливою властивістю буферних розчинів є здатність зберігати постійне значення рН при розведенні розчину. Розчини кислот і основ неможливо назвати буферними розчинами, т.к. при розведенні їх водою рН розчину змінюється. Найбільш ефективні буферні розчини готують із розчинів слабкої кислоти та її солі або слабкої основи та її солі

Буферні розчини можна як суміші електролітів, мають однойменні іони. Буферні розчини грають важливу рольу багатьох технологічних процесах. Вони використовуються, наприклад, при електрохімічному нанесенні захисних покриттів у виробництві барвників, шкіри, фотоматеріалів. Широко використовують буферні розчини в хімічному аналізі та для калібрування рН-метрів.

Багато біологічних рідин є буферними розчинами. Наприклад, рН крові в організмі людини підтримується в межах від 7,35 до 7,45; шлункового соку від 1,6 до 1,8; слини від 6,35 до 6,85. Компонентами таких розчинів є карбонати, фосфати та білки. У бактеріологічних дослідженнях при вирощуванні бактерій також доводиться використовувати буферні розчини.

БІБЛІОГРАФІЧНИЙ СПИСОК

1. Крешков А.П. Основи аналітичної хімії. Кн.1. - М: Хімія, 1965р. -498 с.

2. Цитович І.К. Курс аналітичної хімії: Підручник для вишів. - СПб.: "Лань", 2007 р. - 496 с.

3. Крешков А.П., Ярославцев А.А. Курс аналітичної хімії. Кн.1. Якісний аналіз. - 2-ге вид.перероблене. - М.: Хімія, 1964 р. - 432 с.

4. Хімія: довідник для старшокласників та вступників до вузів / За ред. Лідії Р.А., Алікберова Л.Ю. - М.: АСТ-ПРЕС ШКОЛА, 2007р. -512с.

5. Осипов Ю.С., Велика Російська енциклопедія: 30 т. Т.4.- М.: Велика Російська енциклопедія 2006р. – 751 с.

6. Михайленко Я.І., Введення в хімічний аналіз, Держхімтехіздат, 1933р.