Определение буферной емкости буферной системы

ЗАДАНИЕ 1. Проверить буферное действие приготовленных ацетатных буферных растворов:

а) при разбавлении водой: в две пробирки налить по 2 мл буферного раствора № 2. Затем в первую пробирку добавить 2 мл, а во вторую 4 мл воды. Растворы перемешать и определить рН. Результаты занести в таблицу 3.

Таблица 3

Разведение раствора	Исходный р-р № 2	2 мл раствора № 2 + 2 мл воды	2 мл раствора № 2 + 4 мл воды
рН

б) при добавлении кислоты: налить в одну пробирку 2 мл буферного раствора № 3, а в другую 2 мл воды и определить рН. Затем добавить в обе пробирки по 2 капли 0,1 н. HСl, перемешать и снова определить рН. Результаты занести в таблицу 4.

Таблица 4

Системы	Исходное значение	рН после добавл. HCl
Буферный р-р N 3
Н2О

ЗАДАНИЕ N 2. Определить буферную емкость двух ацетатных буферных растворов по отношению к щелочи. Для этого в колбах составить две буферные смеси из 0,1 н. СН₃СООН и 0,1 н. СН₃СООNa. Состав одной смеси:

, а другой

Рассчитать первоначальное значение рН каждого буферного раствора по формуле (6).

Титровать каждую смесь 0,1 н. NaOH с индикатором фенолфталеином (4 капли) до появления розового окрашивания, которое соответствует рН = 8,5. Буферную емкость рассчитать следующим образом: если на титрование 10 мл буферного раствора пошло А мл щелочи, нормальная концентрация которой С_н, то на титрование одного литра должно пойти:

моль щелочи, тогда ,

где рН_о – водородный показатель исследуемой буферной смеси, вычисленный по формуле (6).

ФОРМА ОТЧЕТА:

1) Указать цель работы.

2) Заполнить таблицы.

3) Записать химические уравнения соответствующих реакций.

4) По результатам выполнения каждого задания сделать соответствующие выводы, проанализировав, от каких факторов зависит рН и емкость буферных растворов.

5. ХОД ЗАНЯТИЯ:

ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ КИСЛОТНО-ОСНОВНОГО РАВНОВЕСИЯ

Согласно ионной теории КИСЛОТЫ – соединения, которые при электролитической диссоциации в водном растворе образуют ионы водорода Н⁺:

НАn ↔ Н⁺ + Аn‾

ОСНОВАНИЯ – соединения, которые при электролитической диссоциации в водном растворе образуют ионы гидроксила ОН‾:

KtОН ↔ Kt⁺ + ОН‾

Рассматривая кислотно-основные равновесия в водных растворах в дальнейшем будем считать их приближающимися к идеальным растворам, т.е. активностью ионов пренебрегаем (а → с).

Тогда в соответствии с законом действующих масс:

(1)

(2)

Вода проявляет как слабые кислотные, так и основные свойства (амфолит): Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^¯,

тогда

(3)

При 25^оС К(Н₂О) = 1,8·10ˉ¹⁶ (может быть вычислен по электропроводности воды). Можно считать, что С (Н₂О) – величина постоянная и равна 55,58 моль/л. Следовательно:

К(Н₂О) · [Н₂О] = 1,8·10ˉ¹⁶·55,58 = 10ˉ¹⁴

Обозначим К(Н₂О) [Н₂О] = К_W, где К_W – ионное произведение воды – величина постоянная при данной температуре не только для чистой воды, но и для разбавленных водных растворов любых веществ.

К_W = [Н⁺] · [ОН^¯] = 10ˉ¹⁴ (при 25^оС) (4)

К_W дает возможность рассчитать концентрацию Н⁺ при известной концентрации ОНˉ и наоборот.

Для чистой воды (среда нейтральная):

[Н⁺] = [ОН^¯] = = 10ˉ⁷ моль/л

Если [Н⁺] выше 10‾⁷ моль/л, а [ОН^¯], соответственно, ниже, то среда кислая и наоборот.

При расчетах [Н⁺] удобнее выражать через ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ рН – отрицательный десятичный логарифм молярной концентрации ионов водорода в растворе: рН = –lg [Н⁺],

соответственно, рОН = – lg[ОН^¯] и рН + рОН = 14 (5)

Величиной рН пользуются для характеристики разбавленных водных растворов. рН < 7 – среда кислая; рН = 7 – нейтральная; рН > 7 – щелочная.

Для приблизительного определения рН среды служат кислотно-основные ИНДИКАТОРЫ – слабые органические кислоты или основания, ионные и молекулярные формы которых имеют различную окраску, указывающую на рН среды. Например, в растворе индикатора метилового оранжевого устанавливается равновесие:

НInd ↔ Н⁺ + Ind‾,

^{красный желтый}

смещающееся в зависимости от рН среды.

Универсальный индикатор – это смесь нескольких индикаторов, интервал перехода окраски которых охватывают шкалу рН от 1 до 14. Точность определения рН не превышает 0,5 единиц рН.

БУФЕРНЫМИ называют растворы, поддерживающие определенную концентрацию ионов водорода (рН) при разбавлении и незначительно изменяющие ее при добавлении небольших количеств сильных кислот или щелочей. К ним относятся:

1. Растворы, содержащие слабую кислоту и соль этой кислоты и сильного основания (СН₃СООН + СН₃СООNa);

2. Растворы, содержащие слабое основание и соль этого основания и сильной кислоты (NH₄OH + NH₄Cl);

3. Растворы, содержащие смесь солей слабых многоосновных кислот (Na₂HPO₄ + NaH₂PO₄);

4. Растворы, содержащие смесь средней гидролизующейся соли и кислой соли этой же кислоты (NaHCO₃ + Na₂CO₃).

Расчет рН буферного раствора производят по универсальной формуле Гендерсона-Гассельбаха:

Покажем, что буферная смесь, например, СН₃СООН + СН₃СООNa, обладает способностью в определенных пределах поддерживать постоянным рН раствора.

При прибавлении щелочи произойдет реакция:

СH₃COOH + NaOH → CH₃COONa + H₂O,

при этом происходит связывание ионов ОН‾.

При добавлении кислоты протекает реакция:

HCl + CH₃COONa → CH₃COOH + NaCl,

т.е. происходит связывание ионов Н⁺.

рН буферного раствора зависит от соотношения концентраций соли и кислоты. Изменяя это отношение можно получить буферный ряд, т.е. серию растворов с последовательно меняющейся величиной рН.

БУФЕРНОЙ ЕМКОСТЬЮ называется количество вещества эквивалента сильной кислоты или щелочи (моль), необходимое для смещения рН 1 л буферного раствора на одну единицу.

,

где Δ b – количество добавленной щелочи или кислоты;

рН₀ – водородный показатель исходного буферного раствора;

рН₁ – водородный показатель буферного раствора после прибавления сильной кислоты или щелочи.

Буферная емкость раствора тем выше, чем больше концентрации компонентов и чем меньше эти концентрации различаются между собой.

Разбавление раствора не влияет на изменение рН, но сильно влияет на величину буферной емкости.

Поддержание постоянного уровня рН в крови и тканевых жидкостях достигается благодаря наличию нескольких буферных систем. Важнейшие из них:

1. Гидрокарбонатная буферная система характеризуется равновесием молекул слабой угольной кислоты с образующимися при ее диссоциации гидрокарбонат-ионами:

НСО₃‾ + Н⁺ ↔ Н₂СО₃ (1а)

НСО₃‾ + Н₂О ↔ Н₂СО₃ + ОН^¯ (1б)

В организме угольная кислота образуется при гидратации СО₂ – продукта окисления органических веществ:

СО₂ + Н₂О ↔ Н₂СО₃

Процесс ускоряется ферментом карбоангидразой.

2. Фосфатная буферная система характеризуется равновесием:

HPO₄²ˉ + H⁺ ↔ H₂PO₄‾ (2а)

НРО₄²ˉ + Н₂О ↔ Н₂РО₄^¯ + ОН^¯ (2б)

3. Буферная система оксигемоглобин-гемоглобин, на долю которой приходится приблизительно 75% емкости крови, характеризуется равновесием между ионами гемоглобина Нb‾ и самим гемоглобином ННb (очень слабая кислота, К_ННb = 6,3^.10ˉ⁹; рК_ННb = 8,2):

Нb‾ + Н ⁺ ↔ ННb (3а)

Нb^¯ + Н₂О ↔ ННb + ОН^¯, (3б)

а также между ионами оксигемоглобина НbО₂‾ и самим оксигемоглобином ННbО₂ (более сильная кислота, чем ННb кислота – К (ННbО₂) = 1,12^.10ˉ⁷, рК (ННbО₂) = 6,95):

НbО₂‾ + Н⁺ ↔ ННbО₂ (3в)

НbО₂ + Н₂О ↔ ННbО₂ + ОН^¯ (3г)

Гемоглобин и оксигемоглобин связаны равновесием:

ННb + О₂ ↔ ННbО₂

При поступлении в кровь сильных кислот значительная часть ионов Н⁺ тотчас же связывается с ионами НСО₃‾, НРО₄²ˉ, Нb‾ и НbО₂‾ согласно уравнениям:

NaHCO₃ + HCl ↔ H₂CO₃ + NaCl

Na₂HPO₄ + HCl ↔ NaH₂PO₄ + NaCl

КНb + HCl ↔ ННb + KCl

NaHbО₂ + HCl ↔ ННbО₂ + NaCl

Эти же буферные системы ограничивают возрастание рН при поступлении в кровь щелочей. Ионы гидроксила взаимодействуют со свободными Н₂СО₃, ННb, ННbО₂ и ионами дигидрофосфата по схемам:

H₂CO₃ + NaOH ↔ NaHCO₃ + H₂O

NaH₂PO₄ + NaOH ↔ Na₂HPO₄ + H₂O

HНb + NaOH ↔ NaНb + Н₂О

ННbО₂ + NaOH ↔ NaНbО₂ + Н₂О

Таким образом, все буферные системы крови и тканевых жидкостей образуют единую взаимосвязанную систему.

6. вопросы ДЛЯ САМОконтроля знаний:

1) Принести таблицы десятичных логарифмов и счетные машинки;

2) Слабые электролиты. Степень диссоциации, константа диссоциации.

3) Сильные электролиты. Ионная сила, коэффициент активности, активность.

4) Буферные системы: определение, классификация и механизм действия. Расчет буферных систем.

5) Определение буферной емкости системы. От каких факторов она зависит?

6) Буферные системы крови. Механизм кислотно-щелочного равновесия в организме человека.

Задачи:

1. Константа диссоциации уксусной кислоты равна 1,8^.10ˉ⁵ (25^оС). Вычислить степень ее диссоциации в 0,005 М растворе и рН раствора.

2. Рассчитайте ионную силу раствора, активность иона Н⁺ и рН 0,01 М раствора HCl.

3. Чему равна концентрация гидроксид-ионов в растворе, рН которого равна 10,8?

4. Рассчитайте рН буферного раствора, содержащего 1 л 0,1 моль уксусной кислоты и 0,01 моль ацетата натрия. К_Д (СН₃СОО‾) = 1,8^.10ˉ⁵. Как изменится рН при добавлении к 1 л раствора: а) 0,001 моль HCl, б) 0,001 моль NaOH?

7. ЛИТЕРАТУРА

ОСНОВНАЯ:

1. Конспект лекций

2. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов, Под. ред. Ю.А. Ершова. – М., "Высшая школа", 1993 г., с. 85-119;

3. А.С. Ленский "Введение в биоорганическую и биофизическую химию", М., 1989, с. 143-160;

ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ:

1. К.Н. Зеленин "Химия", Санкт-Петербург, "Спец. литература", 1997, с. 152-178;

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Под ред. Ю.А. Ершова и В.А. Попкова. – М., Высшая школа, 1993 г., с. 42-50.

Авторы: Зав. кафедрой, доцент, к.х.н. Лысенкова А.В., доцент, к.х.н. Филиппова В.А., ст. преподаватели Прищепова Л.В., Чернышева Л.В., Одинцова М.В., ассистенты Короткова К.И., Перминова Е.А.

03.09.2010