Приготовление буферных растворов

ЗАДАНИЕ 1. Приготовьте ацетатный буферный раствор по прилагаемой схеме.

Таблица 2 – Приготовление и определение рН буферных растворов

Номер буферного раствора	1	2	3
Число мл 0,1 н. СН3СООН Число мл 0,1 н. СН3СООNa	9,0 1,0	5 5	1,0 9,0
рН опытное
рН вычисленное

Для каждого буферного раствора определите значение рН опытным путем и рассчитайте значения рН по уравнению Гендерсона-Гассельбаха (при этом отношение концентраций можно заменить отношением объемов, т.к. в данном случае нормальные концентрации кислоты и соли одинаковы). Данные внесите в таблицу 2.

ФОРМА ОТЧЕТА:

1) укажите цель работы;

2) заполните таблицы;

3) запишите химические уравнения соответствующих реакций;

4) по результатам выполнения каждого задания сделайте 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:

6.1 Слабые электролиты. Степень диссоциации, константа диссоциации.

6.2 Сильные электролиты. Ионная сила, коэффициент активности, активность.

6.3 Буферные системы: определение, классификация и механизм действия. Расчет рН буферных систем.

6.4 Определение буферной емкости системы. От каких факторов она зависит?

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