Приготовление буферных растворов
ЗАДАНИЕ 1. Приготовить ацетатный буферный раствор по прилагаемой схеме.
Таблица 2
Номер буферного раствора |
1 |
2 |
3 |
Число мл 0,1 н. СН3СООН Число мл 0,1 н. СН3СООNa |
9,9 0,1 |
5 5 |
0,1 9,9 |
рН опытное |
|
|
|
рН вычисленное |
|
|
|
Определить для каждого буферного раствора рН опытным путем и рассчитать значения рН по формуле 6, при этом отношение концентраций можно заменить отношением объемов, т.к. в данном случае Сн кислоты и соли одинаковы. Данные внести в таблицу 2.
Лабораторная работа № 3
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 № 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 Сн, то на титрование одного литра должно пойти:
моль щелочи, тогда ,
где рНо – 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 25оС КД (Н2О) = 1,8·10ˉ16 (может быть вычислен по электропроводности воды). Можно считать, что СМ (Н2О) – величина постоянная и равна 55,58 моль/л. Следовательно:
КД (Н2О) · [Н2О] = 1,8·10ˉ16·55,58 = 10ˉ14
Обозначим КД (Н2О) [Н2О] = КW, где КW – ионное произведение воды – величина постоянная при данной температуре не только для чистой воды, но и для разбавленных водных растворов любых веществ.
КW = [Н+] · [ОН¯] = 10ˉ14 (при 25оС) (4)
КW дает возможность рассчитать концентрацию Н+ при известной концентрации ОНˉ и наоборот.
Д ля 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 Растворами 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:
(6)
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, Ка (ННb) = 6,3.10ˉ9; рКа (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 – Ка (ННbО2) = 1,12.10ˉ7, рКа (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, механизм которого ниже представлен:
H2CO3 + NaOH NaHCO3 + H2O
NaH2PO4 + NaOH Na2HPO4 + H2O
HНb + NaOH NaНb + Н2О
ННbО2 + NaOH NaНbО2 + Н2О
4. Белковая буферная система (альбумины, глобулины). Белки являются амфотерными полиэлектролитами, существующими в виде биполярных ионов:
Вк (альбуминов) = 10 ммоль/л, а Вк (глобулинов) = 3 ммоль/л. Белковые буферы содержатся не только в крови, но практически во всех биологических жидкостях.
Таким образом, все буферные системы крови и тканевых жидкостей образуют единую взаимосвязанную систему.
6. вопросы ДЛЯ САМОконтроля знаний:
6.1 Кислотно-основное равновесие в растворах.
6.2 Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель и методы его определения.
6.3 Расчет рН в растворах слабых и сильных кислот и оснований.
6.4 Буферные системы: определение, классификация и механизм действия. Расчет буферных систем.
6.5 Определение буферной емкости системы. Факторы, влияющие на буферную емкость.
6.6 Буферные системы крови. Механизм кислотно-щелочного равновесия в организме человека.
Задачи:
1. Константа диссоциации уксусной кислоты равна 1,8.10ˉ5 (25оС). 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. Ка(СН3СООН) = 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: Учеб. для мед. спец. вузов /Ю.А. Ершов, В.А. Попков, А.С. Берлянд и др.; Под ред. Ю.А. Ершова. – М.: Высш. шк., 2005. – с. 95-119;
3. Ленский, А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию: Учебн. пособие для студ. мед. вузов /А.С. Ленский. − М.: Высш. шк, 1989. – с. 143-160;
ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ:
Суворов, А.В. Общая химия. /А.В. Суворов, А.Б. Никольский. – СПб: Химия, 1994 г. – с. 251-260.
Введение в химию биогенных элементов и химический анализ. / Под редакцией Е.В. Барковского. – Мн.: Выш. Шк., 1997 г. – с. 105-110.
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.
28.08.2010