загрузка...

трусы женские
загрузка...
Реферати » Реферати з науки і техніки » Кислотно-основні буферні системи та розчини

Кислотно-основні буферні системи та розчини

Кислотно-основні буферні системи та розчини

буферних називають розчини, рН яких практично на змінюється від додавання до них невеликих кількостей сильної кислоти або лугу, а також при розведенні. Найпростіший буферний розчин - це суміш слабкої кислоти і солі, що має з цією кислотою загальний аніон (наприклад, суміш оцтової кислоти СН3СООН і ацетату натрію СН3СООNa), або суміш слабкої основи і солі, що має з цим підставою загальний катіон (наприклад, суміш гідроксиду амонію NH4OH з хлоридом амонію NH4Cl).

З точки зору протонної теорії1 буферну дію розчинів обумовлено наявністю кислотно-основної рівноваги загального типу:

Воснованіе + Н + U ВН + сполучена кислота

НАкіслота U Н + + А-поєднане підставу

Парні кислотно-основні пари В / ВН + і А-/ НА називають буферними системами.

Буферні розчини відіграють велику роль у життєдіяльності. До числа виняткових властивостей живих організмів належить їх здатність підтримувати сталість рН біологічних рідин, тканин і органів - кислотно-основний гомеостаз. Ця сталість обумовлено наявністю декількох буферних систем, що входять до складу цих тканин.

Класифікація кислотно-основних буферних систем. Буферні системи можуть бути чотирьох типів:

Слабка кислота і її аніон А-/ НА:

ацетатна буферна система СН3СОО-/СН3СООН в розчині СН3СООNa і СН3СООН, область дії рН 3, 8 - 5, 8.

Водень-карбонатна система НСО3-/Н2СО3 в розчині NaНСО3 і Н2СО3, область її дії - рН 5, 4 - 7, 4.

Слабке підставу і його катіон В / ВН +:

аміачна буферна система NH3/NH4 + в розчині NH3 і NH4Cl,

область її дії - рН 8 , 2 - 10, 2.

Аніони кислої і середньої солі або двох кислих солей:

карбонатна буферна система СО32-/ НСО3-в розчині Na2CO3 і NaHCO3, область її дії рН 9, 3 - 11, 3.

фосфатна буферна система НРО42-/Н2РО4-в розчині Nа2НРО4 і NаН2РО4, область її дії рН 6, 2 - 8, 2.

Ці сольові буферні системи можна віднести до 1-му типу, т. к. одна з солей цих буферних систем виконує функцію слабкої кислоти. Так, в фосфатной буферної системі аніон Н2РО4-є слабкою кислотою.

4. Іони і молекули амфолітов. До них відносять амінокислотні і білкові буферні системи. Якщо амінокислоти або білки знаходяться в ізоелектричному стані (сумарний заряд молекули дорівнює нулю), то розчини цих з'єднань не є буферними. Вони починають проявляти буферну дію, коли до них додають деяку кількість кислоти або лугу. Тоді частина білка (амінокислоти) переходить з ІЕЗ в форму "білок-кислота" або відповідно в форму "білок-основа". При цьому утворюється суміш двох форм білка: (R - макромолекулярний залишок білка)

а) слабка "білок-кислота" + сіль цієї слабкої кислоти:

СОО-СООН

R - СН + Н + U R - СН

N + Н3 N + Н3

основу А-сполучена кислота НА

(сіль білка-килоти) (білок-кислота)

б) слабке "білок-основа" + сіль цього слабкої основи:

СОО-СОО-

R - СН + ОН-U R - СН + Н2О

N + Н3 NН2

кислота ВН + поєднане підставу В

(сіль білка-підстави) (білок-підстава)

Таким чином, і цей тип буферних систем може бути віднесений відповідно до буферних систем 1 - го і 2-го типів.

Механізм буферного дії можна зрозуміти на прикладі ацетатної буферної системи СН3СОО-/СН3СООН, в основі дії якої лежить кислотно-основну рівновагу:

СН3СООН U СН3СОО-+ Н + ; (РКа = 4, 8)

Головне джерело ацетат-іонів - сильний електроліт СН3СООNa:

СН3СООNa ® СН3СОО-+ Na +

При додаванні сильної кислоти поєднане підставу СН3СОО-пов'язує додаткові іони Н +, перетворюючись на слабку оцтову кислоту:

СН3СОО-+ Н + U СН3СООН

(кислотно-основна рівновага зміщується вліво, по Лешательє)

Зменшення концентрації аніонів СН3СОО-точно врівноважується підвищення концентрації молекул СН3СООН. У результаті відбувається невелика зміна у співвідношенні концентрацій слабкої кислоти та її солі, а отже, і незначно змінюється рН.

При додаванні лугу протони оцтової кислоти (резервна кислотність) вивільняються і нейтралізуються додаткові іони ОН-, пов'язуючи їх в молекули води:

СН3СООН + ОН-U СН3СОО-+ Н2О

(кислотно-основна рівновага зміщується вправо, по Лешательє)

У цьому випадку також відбувається невелика зміна у співвідношенні концентрацій слабкої кислоти та її солі, а отже, і незначна зміна рН. Зменшення концентрації слабкої кислоти СН3СООН точно врівноважується підвищення концентрації аніонів СН3СОО-.

Аналогічний механізм дії та інших буферних систем. Наприклад, для білкового буферного розчину, утвореного кислої і сольовий формами білка, при додаванні сильної кислоти іони Н + зв'язуються сольовий формою білка:

СОО-СООН

R - СН + Н + ® R - СН

N + Н3 N + Н3

Кількість слабкої кислоти при це незначно збільшується, а сольовий форми білка - еквівалентно зменшується. Тому рН залишається практично постійним.

При додаванні лугу до цього буферному розчину іони Н +, пов'язані в "білку - кислоті", вивільняються і нейтралізують додані іони ОН-:

СООН СОО-

R - СН + ОН-® R - СН + Н2О

N + Н3 NН2

Кількість сольовий форми білка при цьому незначно збільшується, а "білка - кислоти" - еквівалентно зменшується. І тому рН практично не зміниться.

Таким чином, розглянуті системи показують, що буферна дія розчину обумовлено зміщенням кислотно-основної рівноваги за рахунок зв'язування додаються в розчин іонів Н + і ОН-в результаті реакції цих іонів і компонентів буферної системи з утворенням малодисоційованих продуктів.

В основі розрахунку рН буферних систем лежить закон діючих мас для кислотно-основної рівноваги.

Для буферної системи 1-го типу, наприклад, ацетатної, концентрацію іонів Н + в розчині легко обчислить, виходячи з константи кислотно-основної рівноваги оцтової кислоти:

СН3СООН U СН3СОО-+ Н +; (РКа = 4, 8)

Ка =

[Н +] [СН3СОО-]

(1)

[СН3СООН]

З рівняння (1) випливає, що концентрація водень-іонів дорівнює

[Н +] = Ка

[СН3СООН]

(2)

[СН3СОО-]

У присутності другого компонента буферного розчину - сильного електроліту СН3СООNa кислотно-основну рівновагу оцтової кислоти СН3СООН зрушено вліво (принцип Ле Шательє). Тому концентрація недіссоціірованних молекул СН3СООН практично дорівнює концентрації кислоти, а концентрація іонів СН3СОО--концентрації солі. У такому випадку рівняння (2) приймає наступний вигляд:

[Н +] = Ка

с (кислота)

(3 )

с (сіль)

де з (кислота) і з (сіль) - рівноважні концентрації кислоти і солі. Звідси отримують рівняння Гендерсона-Гассельбаха для буферних систем 1-го типу:

рН = рКа + lg

с (сіль)

(4)

с (кислота)

У загальному випадку рівняння Гендерсона-Гассельбаха для буферних систем 1-го типу:

рН = рКа + lg

[поєднане підставу]

(5)

[кислота]

Для буферної системи 2-го типу, наприклад, аміачної, концентрацію іонів Н + в розчині можна розрахувати, виходячи з константи кислотно-основної рівноваги сполученої кислоти NH4 +:

NH4 + U NH3 + Н +; рКа = 9, 2;

Ка =

[NH3] [Н +]

(6)

[NH4 + ]

Звідси отримують рівняння Гендерсона-Гассельбаха для буферних систем 2-го типу:

рН = рКа + lg

с (підстава )

(7)

с (сіль)

Рівняння (7) для буферних систем 2-го типу можна представить і в наступному вигляді:

рН = 14 - РКВ - lg

с (сіль)

(8)

с (підстава)

Значення рН буферних розчинів інших типів також можна розрахувати за рівняннями буферного дії (4), (7), (8).

Наприклад, для фосфатной буферної системи НРО42-/Н2РО4-, що відноситься до 3-му типу, рН можна розрахувати за рівнянням (4):

Сторінки: 1 2 3
загрузка...
ur.co.ua

енциклопедія  з сиру  аджапсандалі  ананаси  узвар