Властивості буферних розчинів

Лабораторна робота № 10

(практична)

Мета роботи: розібрати та вивчити програмний матеріал, що стосується буферних розчинів, вивчити їх властивості та застосування в медицині. Ознайомитись з буферними системами організму.

Теоретична частина

Фiзiологiчнi рiдини органiзму характеризуються сталим значениям рН. Це досягасться як за допомогою фiзiологiчних (за участю таких органiв, як нирки, печiнка, легенi, кишки), так i фiзико-хiмiчних механiзмiв (завдяки дiї буферних систем).

Буферними системами називають розчини, якi здатнi зберiгати постiйну концентрацiю йонiв Гiдрогену, тобто значення рН середовища, при додаваннi до них невеликих кiлькостей кислоти чи лугу або при розбавленнi їx.

1. Типи буферних систем. Обчислення рН їх середовища

До буферних систем належать сумiшi, які мiстятъ:

─ слабку кислоту та сiль цiєї кислоти, утворену сильною основою, наприклад СН₃СООН + CH₃CООNa (ацетатний буфер), Н₂СО₃ + NaHCО₃ (гiдрогенкарбонатний буфер);

─ слабку основу та сiль цiєї основи, утворену сильною кислотою, наприклад,

NH₄ОH + NH₄Cl (амонiйний буфер);

─ солi багатоосновних кислот, наприклад NаН₂РО₄ + Nа₂НРО₄ ( фосфатний буферний розчин), Na₂CО₃ + NaHCО₃ (карбонатний буфер);

─ сильну або слабку кислоту (кислотний компонент) i глiцин або луг (основний компонент), наприклад, HCl + NH₂CH₂COOH (дiапазон рН 1,0-3,7), NH₂CH₂COOH + NaOH (дiапазон рН 8,2-10,1, лимонна кислота + луг (дiапазон рН 2,2-6,5).

Вибiр буферних розчинiв визначається необхiдним дiапазоном рН, який залежить від константи дисоцiацiї кислоти (основи) та спiввiдношення компонентiв буферної системи.. Залежно вiд дiапазону рН, буфернi системи подiляють на двi групи − кислотнi й основнi.

Розглянемо буферну дію на конктретному прикладі та виведемо формули для обчислення рН кислотних i основних буферних розчинiв.

Ацетатний буферний розчин (діапазон рН 3,7-5,6). Нехай концентрацiя компонентiв − кислоти та солi однакова i дорiвнюс 0,1 моль/дм³.

Запишемо рiвняння електролiтичної дисоцiацiї складових частин такого буферу i вираз константи дисоцiацiї кислоти як слабкого електролiту:

СН₃СООNa ↔ CH₃COO⁻ + Na⁺;

СН₃СООH ↔ CH₃COO⁻ + H⁺;

K_a = [CH₃COO⁻][H⁺]/[СН₃СООH]; [H⁺] = (K_a×[СН₃СООH]):[CH₃COO⁻]

Враховуючи те, що концентрацiя кислоти в станi рiвноваги практично дорiвнює вихiднiй концентрації, а ацетат-iонiв − концентрацiї солi, яка дисоціює повністю, маємо:

[H⁺] = K_a×

У логарифмiчному виглядi це рiвняння записують так:

рН = pK_a − lg або рН = pK_a + lg ;

Ці рiвняння називають рiвняннями Гендерсона − Гассельбаха. Його використовують для обчислення рН рiзних буферних систем.

Приклад 1. Обчислити концентрацiю йонiв Гiдрогену i рН буферного розчину, як що у ньому С(кислоти) = C(coлі) = 0,1 моль/дм³, K_дис(СН₃СООН) = 1,75·10⁻⁵.

Розвʼязання:

1. [H⁺] − ?

[H⁺] = K_a× = 1,75·10⁻⁵× =1,75·10⁻⁵;

2. рН −?

рН = pKa + lg = −lg 1,75·10⁻⁵ = 4,76.

Відповідь: [H⁺] =1,75·10⁻⁵; рН = 4,76.

Приклад 2. Чому дорівнює рН буферного розчину, утворенного змішуванням 30 мл 0,1 М р-ну ацетатної кислоти та 50 мл 0,3 М розчину калій ацетату? K_a(СН₃СООН) =1,75·10⁻⁵.

Розвʼязання:

1. V буферного розчину − ?

V_б. = V_исх(СН₃СООН) + V_исх(KСН₃СОО) = 30 + 50 = 80 (мл)

2. С_{М б}(СН₃СООН), С_{М б}(KСН₃СОО) в буферному розчині −?

С_{М б}(СН₃СООН) = V_исх(СН₃СООН)× С_{М исх}(СН₃СООН): V_б = 30×0,1:80 = 0,0375 М.

С_{М б}(KСН₃СОО) = V_исх(KСН₃СОО)× С_{М исх}(KСН₃СОО): V_б = 50×0,3:80 = 0,1875 М.

3. [Н⁺] − ?

За рівнянням Гендерсона – Гассельбаха маємо:

[H⁺] = K_a× = 1,75·10⁻⁵× =3,48·10⁻⁶ моль/дм³;

4. рН −?

рН = lg 3,48·10⁻⁶ = 5,46.

Відповідь: [H⁺] = 3,48·10⁻⁶ моль/дм³; рН = 5,46.

Приклад 3. Визначити зміну рН при додаванні до ацетатного буферу з С(кислоти) = C(coлі) = 0,1 моль/дм³, K_дис(СН₃СООН) = 1,75·10⁻⁵ сильної кислоти HCl, у кiлькостi 4·10⁻² моль/дм³.

Розвʼязання:

При додаванні HCl до буферу, концентрацiя кислоти СН₃СООН збiльшиться i буде рівною 0,1 + 0,04 = 0,14 моль/дм³, а солi зменшиться вiдповiдно на 0,04 моль/дм³ i становитиме 0,1 − 0,04 = 0,06 моль/дм³, оскiльки катiони Н⁺ реагують з анiонами солi:

CH₃COO⁻ + H⁺ ↔ СН₃СООH.

1. [H⁺] −?

[H⁺] = K_a× = 1,75·10⁻⁵× =4,08·10⁻⁵ моль/дм³;

2. рН −?

рН = lg 4,08·10⁻⁵ = 5− lg 4,08 = 4,39.

3. ΔрН − ?

ΔрН = 4,76(приклад 1) – 4,39 = 0,37.

Відповідь: ΔрН = 0,37.

Отже, концентрацiя йонiв Н⁺ i рН пiсля додавання кислоти до буферного розчину змiнилася незначною мiрою (приблизно на 0,4 одиницi). Якщо таку саму кiлькiсть кислоти добавити до чистої води, то концентрацiя йонiв Гiдрогену змiниться вiд 10⁻⁷ до 4·10⁻² моль/л, тобто у 400000 разiв, а рН зменшиться на 5,6 одиницi (вiд 7,0 до 1,4).

Механiзм буферної дiї ацетатного буферного розчину на основi тeopiї електролiтичної дисоцiацiї пояснюють так.

За рахунок часткової дисоцiацiї кислоти i повної дисоцiацiї солi в розчинi будуть знаходитися одночасно йони СН₃СОО⁻, H⁺ i Na⁺:

СН₃СООNa ↔ CH₃COO⁻ + Na⁺;

СН₃СООH ↔ CH₃COO⁻ + H⁺.

Якщо до нього додати сильної кислоти, то йони Гiдрогену реагують з анiонами солi, утворюючи слабку ацетатну кислоту, тобто сильна кислота замінюється еквівалентною кількістю слабкої кислоти.

CH₃COO⁻ + H⁺ → СН₃СООH.

При додаваннi до цiєї буферноi сумiшi розчину лугу гiдроксид-iони взаємодiють з йонами Н⁺ ацетатної кислоти з утворенням малодисоцiйованих молекул води:

OН⁻ + H⁺ → Н₂О.

Амонiйний буферний розчин (дiапазон рН 8,4-10,3) складається iз слабкої основи NH₄ОH (NH₃·H₂О), яка в розчинi дисоцiює частково, i солi NH₄Cl − дисоцiйованої повнiстю:

NH₄OH ↔ NH₄⁺ + OH⁻;

NH₄Cl → NH₄⁺ + Cl⁻.

K_дис(осн) = K_b = [NH₄⁺]×[OH⁻]/[NH₄OH]; [OH⁻] = K_b([NH₄OH]/[NH₄⁺]).

Рiвноважна концентрацiя недисоцiйованих молекул основи приблизно дорiвнює початковiй концентрацiї, а катiонiв амонiю − концентрацiї солi, маємо:

[OH⁻] = K_b× ;

Після логарифмування маємо:

рОН = рK_b + lg або рН = 14 − рK_b + lg ;

Механiзм буферної дiї амонiйної буферної системи пояснюють тим, що при додаваннi кислоти вона буде звʼязуватись з амонiаком, який у водному розчині існує в рівновазі з катіонами амонію:

NH₃ + HCI → NH₄Cl; NН₃ + НОН ↔ NH₄⁺ + ОН⁻.

При додаваннi лугу йони ОН⁻ провзаємодiють з катiонами амонію, внаслідок чого замість сильної основи утворюється еквівалентна кількість слабкої основи:

NH₄⁺ + ОН⁻ ↔ NH₄ОН.

Отже, в обох випадках значения рН буферного розчину змiнюється незначно.

Гiдрогенкарбонатний буферний розчин (дiапазон рН 6,0-8,0) є складовою частиною буферних систем органiзму. Вiн мiстить сумiш слабкої карбонатної кислоти Н₂СО₃ та її кислої солi натрiй гiдрогенкарбонату NaHCО₃. Хiмiчну рiвновагу мiж кислотою i сiллю у цiй буфернiй системі виражають рівнянням:

Н₂СО₃↔ H⁺ + HCО₃⁻.

Це рiвняння вiдповiдае першiй стадiї дисоцiацiї карбонатної кислоти. Тому у формулу для обчислення рН буферного розчину входить перша константа її дисоцiації K_а1

або вiдповiдне значения рK_а1:

pH = рK_а1 +lg = 6,35 + lg .

Карбонатний буферний розчин − це сумiш розчинiв двох солей карбонатної кислоти − гiдрогенкарбонату i карбонату натрiю NaHCО₃ + Na₂CО₃. Перша сiль у цiй буфернiй системi виконує функцiю кислоти, оскiльки дисоцiює з вiдщепленням йона Гiдрогену:

HCО₃⁻ ↔ H⁺ + CО₃²⁻.

K_a1 = 4,7×10⁻¹¹, pK_a1 = 10,33.

Натрiй карбонат (середня, або нормальна сiль) у буфернiй сумiшi виконує функцiю "солi". Оскiльки наведене рiвняння вiдповiдае другiй стадii дисоцiацiї карбонатної кислоти, то у формулу для обчислення рН входить вiдповiдна константа K_a2 або рK_а2:

pH = рK_а2 +lg = 10,33 + lg .

Фосфатна буферна система (дiапазон рН 5,9-8,0) складається з розчинiв двох кислих солей фосфатної кислоти − дигiдрогенфосфату натрiю NаН₂РО₄ (у буфернiй сумiшi виконує роль "кислоти") та гiдрогенфосфату натрiю Na₂HPО₄ (виконує функцiю "солi").

Рiвноважний процес у цьому буферному розчинi виражаютъ рiвнянням, що вiдповiдае другiй стадiї дисоцiацii ортофосфатної кислоти:

Н₂РО₄⁻ ↔ Н⁺ + НРО₄²⁻; K_a2 = 6,31×10⁻⁸, pK_a2 = 7,2.

Тому значения рН фосфатного буферного розчину обчислюють за рівнянням:

pH = рK_а2 +lg = 7,2 + lg .

Фосфатний буфер − один iз важливих буферних розчинiв, що дiє в бiологiчних системах.

Вплив розбавлення на рН буферних розчинiв. Буферна ємність

Буфернi розчини часто доводиться розбавляти водою, особливо в бiохiмiчних дослiдженнях при вимiрюваннi рН малих обʼємiв бiорiдин, зокрема кровi. 3 рiвняння Гендерсона − Гассельбаха для обчислення рН буферних систем видно, що при розбавленнi

розчинiв концентрацiї обох компонентiв зменшуються однаковою мiрою й тому їхнє спiввiдношення залишається сталим. Проте незначнi змiни рН середовища все-таки вiдбуваються, що пояснюється впливом розбавлення на ступiнь дисоцiацiї слабкої кислоти та ступiнъ гiдролiзу солi. Наприклад, при розбавленнi ацетатного буферного розчину у 100 разiв його рН збiльшується вiд 4,62 до 4,74, тобто на 0,12. Такi змiни рН слiд враховувати при роботi з кровʼю у процесi її бiохiмiчних дослiдженъ, оскiлъки змiна рН кровi навiтъ на 0,2-0,3 одиницi призводить до серйозних патологiчних порушень.

Отже, здатнiсть буферних розчинiв зберiгати стале значения рН при розбавленнi або при добавляннi кислот чи лугiв є обмеженою.

Кiлькiсною мiрою стiйкостi буферних систем пiдтримувати стале значения рН є величина буферної· ємностi. Буферною емнiстю назuвають кiлькiсть моль-еквiвалентiв сильної· кислоти або cильної основи, яку необхiдно долити до одного л буферного розчину, щоб змiнити його рН на одиницю.

Цю величину позначають лiтерою β i виражають рiвнянням:

β =

де β − буферна емнiсть, С − концентрацiя кислоти або основи (моль-екв/дм³) , V − об'єм

доданого електролiту (дм³), V_буф − обʼєм буферного розчину (дм³) , ΔрН − змiна рН.

Буферна емнiсть залежить вiд концентрації компонентiв буферної сумiшi та їx спiввiдношення. Найбiльшу буферну емнiстъ мають розчини з однаковою концентрацiєю компонентiв буферноi сумiшi. У цьому випадку рН буферного розчину дорiвнюе рK_а кислоти (для кислотних) або рK_b основи (для основних буферних розчинiв).

Буферна смнiсть буде достатньою в межах рН, що визначаєтъся за рівнянням:

pH = pK ± 1.

Наприклад, якщо необхiдно забезпечити максимальну буферну ємнiсть буферного розчину при рН 5,0, то необхiдно взяти ацетатний буферний розчин, оскiльки рK_а ацетатноi: кислоти дорiвнюе 4,76. При рН 6,5 беруть фосфатний буферний розчин, оскiльки рK_а фосфатної кислоти дорiвнюс 6,8. В обох випадках значения рK_а є найближчим до заданого значення рН.

Приклад 4. Розрахувати буферну емність розчину, який містить по одному молю мурашмної кислоти НСООН (K_a = 1,77×10⁻⁴) і натрій форміату NaCOOв 1 л розчину по відношенню до хлоридної кислоти та натрій гідроксиду.

Розвʼязання:

1. [H⁺]_вих у вихідному розчині − ?

[H⁺]_вих = K_a× = 1,77·10⁻⁴× =1,77·10⁻⁴ моль×л⁻¹.

2. рН_вих у вихідному розчині −?

рН_вих(буф. р-ну) = −lg[H⁺] = − lg1,77×10⁻⁴ = 3,75.

3. рН після додавання кислоти −?

За визначенням β, рН повинно знизитися на 1, тобто буде рівним 2,75.

4. [H⁺] після додавання кислоти − ?

рН = 2,75; [H⁺] = 1,78×10⁻³ моль/л.

5. β (буф.р. по відношенню до НСl) − ?

Позначимо буферну ємність за кислотою через Х моль. При додаванні Х моль HCl до 1 л розчину йде реакція HCOONa + HCl → HCOOH + NaCl, при цьому концентрація мурашиної кислоти зросте до 1+ Х моль, концентрація форміату знизиться до 1 – Х моль

[H⁺] = K_a× ; 1,78×10⁻³ = 1,77·10⁻⁴× ; Х = 0,818.

Таким чином, буферна ємність розчину по відношенню до хлоридної кислоти дорівнює 0,818 моль.

Відповідь: β (буф.р. по відношенню до НСl) = 0,818 моль.

Буферні системи органiзму

Органiзм людини володiє спецiальними механiзмами координацiї фiзiологiчних i бiохiмiчних процесiв i може пiдтримувати на певному рiвнi вмiст рiзних речовин, а саме: газiв, води, електролiтiв, йонiв металiв i Гiдроrену, бiолiгандiв та iн. Ця координацiя називається гомеостазом. Важливою складовою цього процесу є пiдтримання певного значення рН середовища бiорiдин (див. табл. 4.4), що досягається за допомогою фiзiологiчних та фiзико-хiмiчних механiзмiв.

Фiзiолоriчнi системи регулювання рН повʼязанi з работою легень, нирок, кишкiвника i розrлядаються в курсi фiзiологil.

Пiд фiзико-хiмiчними механiзмами треба розумiти дiю буферних систем. Вони надають можливiсть органiзму як вiдкритiй термодинамiчнiй системi реалiзувати принцип Ле Шательє, тобто активно протидiяти впливу зовнiшиiх чинникiв, спрямоваиих на змiну кислотностi його фiзiолоriчних рiдин − кровi, жовчi, сечi, секретiв внутрiшнiх залоз тощо.

До бiолоriчних буферних систем органiзму належать чотири види буферних розчинiв: гiдрогенкарбонатний, фосфатний, гемоrлобiновий та бiлковий. Вони характеризуються рiзною буферною ємнiстю та вмiстом у фiзiолоriчних рiдинах. Якщо у плазмi кровi функцiонують гiдроrенкарбонатна, фосфатна i бiлкова буфернi системи, то в еритроцитах переважає гемоrлобiнова, тому що на неї припадае 75 % буферної ємностi. У клiтинах сечi та секретах залоз травлення найважливiшою є фосфатна буферна система.

Фосфатна буферна система характеризується невеликою буферною емнiстю, що пояснюється малою концентрацiею фосфат-iонiв у плазмi кровi (~2 ммоль/дм³).

Вiдношення концентрацiї йонiв НРО₄⁻²/Н₂РО₄⁻ у плазмi становить 4:1 і практично не змiнюється за наявностi в кровi кислотних або лужних продуктiв. З кислотою, яка потрапляє у кров, реагують гiдрогенфосфат iони, а з основою − йони дигiдрогенфосфату.

Гiдрогенкарбонатна буферна система дiє переважно в еритроцитах та в позаклiтинних рiдинах. Вона характеризуеться великою буферною ємністю i тiсно повʼязана з дiєю iнших буферних систем органiзму. Складається зi слабкоi карбонатної кислоти, що утворюється внаслiдок гiдратацiї вуглекислого газу як кiнцевого продукту ферментного окиснення вуглеводiв, лiпiдiв та бiлкiв. Другим компонентом цiєї буферної системи є гiдрогенкарбонат-iони, якi утворюються внаслiдок дисоцiацiї карбонатної кислоти або при звʼязуваннi вуглекислого газу гiдроксид-iонами.

Значения рН кровi визначається концентрацiєю розчиненої в кровi · вiльної карбонатної кислоти i йонiв гiдрогенкарбонату.

Концентрацiя розчиненої в кровi карбонатної кислоти залежить вiд парцiального тиску вуглекислого газу Р(СО2) у повiтрi та його коефiцiента розчинностi k_s у кровi:

[CO₂]_вільн = k_sP(CO₂).

Спiввiдношення гiдрогенкарбонат-iонiв та карбонатної кислоти в кровi при рН 7,4 становить 20:. Надлишок йонiв гiдрогенкарбонату забезпечує так званий лужний резерв кровi, що вiдповiдає 25- 30 ммоль/дм³ хiмiчно звʼязаного вуглекислого газу.

При потрапляннi в кров кислот йони Н⁺ реагують з гiдрогенкарбонат-іонами і замість сильної кислоти утворюється еквівалентна кількість слабкої карбонатної кислоти.

Надлишок її легко дегiдратується в легенях пiд дiєю карбоангiдрази i виводиться з органiзму.

При надходженнi в кров лужних продуктiв вони нейтралiзуються карбонатною кислотою й сильна основа замiнюсться йонами гiдрогенкарбонату, якi виводяться з органiзму нирками. Отже, рН кровi залишається практично незмінним.

Бiлкова буферна система дiє у клiтинах та тканинах органiзму.Складається переважно з альбумiнiв, що мiстяться в плазмi кровi. Механiзм буферної дiї цiєї системи пояснюють наявнiстю в молекулах бiлкiв залишкiв амiнокислот, якi виявляють амфотернi властивостi. Тому бiлки (протеїни) протидiють змiнi рН, вступаючи в реакцiю як з кислотами, так i з основами.

Бiлкова буферна система активно функцiонує разом з гiдрогенкар-бонатною. Ix взаємодія є важливим чинником, що протидiє змiнi рН внаслiдок значного зростання концентрацiї вуглекислого газу в кровi, наприклад при активнiй роботi мʼязiв або при зменшеннi швидкостi його видiлення легенями. Таким чином, за рахунок спiльної дiї обох буферних систем концентрацiя анiонiв амiнокислот Рrоt-СОО⁻ i гiдрогенкарбонат-iонiв НСО₃⁻ у крові залишається незмінною.

Гемоглобiнова буферна система виявляє свою дiю в еритроцитах. Її частка в забезпеченнi буферної ємностi кровi становить близько 75 %. Вона є рiзновидом бiлкових буферiв, оскiльки складається з протеїнiв, тобто вiдновленої i окисненої форм гемоглобiну, якi умовно позначають ННb (гeмоглобiн) i ННbO₂ (оксигемоглобiн). Обидвi форми гемоглобiну взаємозвʼязанi, тому що гемоглобiн, приєднуючи кисень, перетворюеться на оксигемоглобiн:

ННb + O₂ → ННbO₂.

Ці складнi внутрiшньокомплекснi сполуки є слабкими органiчними кислотами, піддаються дисоціації й характеризуються рK_а:

ННb ↔ Н⁺ + Нb⁻; рK_а = 8,2;

ННbO₂ ↔ Н⁺ + НbО₂⁻; рK_а = 6,95;

Порівнюючи величини рK_а, можна зрозуміти, що ННb більш слабка кислота, ніж ННbO₂.

Всі буфернi системи тiсно взаємодiють мiж собою. Так, з дiєю гемоглобiнової та гiдрогенкарбонатної буферних систем повʼязаний транспорт кисню i вуглекислоrо газу в органiзмi. Вуглекислий газ, що потрапляє в еритроцити, пiд дiєю ферменту карбоангiдрази швидко перетворюється на карбонатну кислоту.

Задачі на буферні розчини

1. Обчислити рН буферного розчину, що містить 0,2 М NH₄Cl і 0,2 М NH₄OH.

2. Буферна система, що складається з калій дигідрофосфату KН₂РО₄ і калій гідрофосфату K₂НРО₄ виготовлена при мольному співвідношенні солей 16:1. Визначити рН даного розчину.

3. Скільки миллилитров 0,25м розчину калій ацетату КСН₃СОО слід додати до 50 мл 1,0 М розчину ацетатної кислоти СН₃СООН, щоб одержати буферну систему із рН 3,0?

4. Розрахувати, як зміниться рН, якщо до 1 л буферного розчину, що містить з 0,010 М ацетатної кислоти та 0,010 М натрій ацетату, додати 1.0·10^-3 моль хлоридної кислоти.