Класифікація кислотно-основних буферних систем
Буферні системи можуть бути чотирьох типів.
1Слабка кислота та її аніон.Наприклад, ацетатна буферна система СН3СОО-\ СН3СООН у розчині СН3СООNа і СН3СООН, діапазон дії — рН 3,8 — 5,8. Гідрогенкарбонатна система НСО3-/Н2СО3 в розчині NаНСО3 і Н2СО3, діапазон дії — рН 5,4 — 7,4.
2.Слабка основа і її катіон. (В/ВН+).Наприклад, аміачна буферна система NН3/NН4+ у розчині NН3 і NН4С1, діапазон її дії — рН 8,2—10,2.
3.Аніони кислої і середньої солі або кислих солей.Наприклад, фосфатна буферна система НРО42-/ Н2РО4 у розчині Nа2НРО4 і NаН2РО4, діапазон їх дії рН — 6,2 — 8,2.
4.Йони і молекули амфолітів.До них належать амінокислоти і білкові буферні системи. Якщо амінокислоти і білки перебувають в ізоелектричному стані (сумарний заряд молекул рівний нулю), то розчини цих сполук не є буферними. Вони проявляють буферну дію, коли до них додавати деяку кількість кислоти або лугу. Тоді частина білка (амінокислоти) переходить із ізоелектронного стану в форму білок—амінокислота або відповідає формулі білок—основа.
При цьому виникає система двох форм білка:
а) слабка білок—кислота + сіль цієї слабкої кислоти ;
б) слабка білок—основа + сіль цієї слабкої основи.
Механізм буферної дії можна розглянути на прикладі ацетатної буферної системи СН3СОО- /СН3СООН, в основі дії якої лежить кислотно-основна рівновага:
СН3СООН <=> СН3СОО" + Н+; рКа = 4,8.
Основне джерело ацетат-йонів — сильний електроліт ацетат СН3СООNа — при додаванні сильної кислоти поєднана основа СН3СОО- зв'язує додаткові йони Н+, перетворюючись на слабку оцтову кислоту:
СН3СОО- + Н+<=> СН3СООН.
Кислотно-основна рівновага зміщується ліворуч за принципом Ле Шательє.
Зменшення концентрації аніонів СН3СОО- точно зрівноважується підвищенням концентрації молекул СН3СООН. У результаті відбувається невелика зміна в співвідношенні концентрацій слабкої кислоти та її солі, а значить і ненабагато змінюється рН.
При додаванні лугу протони оцтової кислоти (резервна кислотність) вивільняються і нейтралізують додаткові йони ОН-, зв'язуючи їх у молекули води:
СН3ООН + ОН- <=> СН3СОО- + Н2О
Кислотно-основна рівновага зміщується праворуч за принципом Ле Шательє.
У цьому випадку відбувається невелика зміна в співвідношенні концентрації слабкої кислоти та її солі, а значить, і незначна зміна рН. Зменшення концентрацій слабкої кислоти СН3СООН точно зрівноважується підвищенням концентрації аніонів СН3СОО-.
При додаванні до цих сумішей сильної кислоти або сильної основи відбуваються такі реакції: СН3СООNа + НС1 = СН3СООН + NаС1
СН3СООН + NаОН = СН3СООNа + Н2О
NН4 ОН + НС1 = NН4С1 + Н2О
NН4С1+ NаОН = NН4 ОН + NаС1
Отже, при дії на буферний розчин сильної кислоти або сильної основи змінюється концентрація слабкої кислоти (або слабкої основи). Проте рН розчину практично не змінюється. Це пояснюється тим, що слабка кислота (або слабка основа) мало дисоціює, а за наявності однойменних йонів її солі дисоціація відбувається ще меншою мірою. Таким чином, рН буферної суміші під впливом сильної основи або сильної кислоти практично не змінюється.
Не змінюється рН буферної суміші і при розведенні, тому що залежить лише від співвідношення концентрації солі та кислоти. Це видно з формули, яку використовують для обчислення рН буферної суміші:
рН = рК к-ти + 1g Ссолі
Ск-ти
де рК к-ти = -1gК к-ти.
Для буферної суміші, що складається із слабкої основи та її солі, формула для обчислення рОН така:
рОН = рК основи + 1g Ссолі \ Сосн
де рК основи = -1gК основи.
Буферні розчини часто використовують у хімічній промисловості в якісному та кількісному аналізах, коли потрібно виконати реакцію при певному значенні рН.
Буферні розчини відіграють важливу роль у житті організму, забезпечуючи стале рН його внутрішнього середовища. Наприклад, у крові людини наявні 3 види буферних систем: фосфатна, гідрокарбонатна,білкова.
Хід роботи
Дослід № 1 Визначення реакції середовища за допомогою індикаторів. Наливають у три пробірки небагато розведеного розчину якої-небудь кислоти, в інші три - дистильовані води і ще в три - розведені розчини лугу. Пробірки розподіляють на три серії (кислота, вода, луг) і додають у кожну по трохи капель розчинів індикаторів: у першу серію - лакмусу, у другу - метилового жовтогарячого й у третю - фенолфталеїну. Уміст пробірок розмішують скляною паличкою. Фарбування індикаторів, що спостерігається, записують у виді таблиці за формою:
Індикатор | Колір | |||
кисле середов. рН < 7 | нейтральне середов. рН = 7 | лужне середов рН > 7 | Інтервали рН | |
Лакмус Метиловий оранжевий Фенолфталеїн |
Дослід № 2. Визначення рН розчину. Універсальним індикатором.
У три пробірки наливають по 2-3 мл 0,1 н. розчинів: в одну - соляної кислоти, в іншу - оцтової кислоти, у третю - аміаку, у четверту - водопровідної води. Додають у кожну пробірку 1-3 краплі універсального індикатора. Збовтують. Фарбування порівнюють з кольором еталонних розчинів, що містять той же індикатор . При збігу фарбування еталонного розчину з фарбуванням випробуваного розчину судять про величину рН останнього. Результати записують у виді таблиці за формою: