Буферные растворы план урока по химии

Обновлено: 05.07.2024

Продолжение. См. № 4–14, 16–28, 30–34, 37–44, 47, 48/2002;
1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 12, 13, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22, 23,
24, 25-26, 27-28, 29, 30, 31, 32, 35, 36, 37, 39, 41, 42, 43, 44, 46, 47/2003;
1, 2, 3, 4, 5, 7, 11, 13/2004

Способность раствора поддерживать определенное значение рН называется буферным действием, а растворы, обладающие таким свойством, называются буферными.

Посмотрите на кривую титрования кислоты (см. №3/2004, с. 11). Горизонтальные участки на этой кривой свидетельствуют о незначительном изменении рН раствора в начальный и конечный моменты титрования. Такое изменение рН раствора в начале титрования объясняется тем, что в растворе кислота находится в большом избытке по отношению к количеству прибавленной щелочи, а подобное изменение рН раствора в конце титрования объясняется аналогично.

Буферное действие раствора измеряется буферной емкостью, т.е. тем количеством щелочи или кислоты, которое требуется прибавить к 1 л раствора, чтобы значение его рН изменилось на единицу.

При титровании сильной кислоты сильным основанием буферное действие раствора проявляется только при очень низких и очень высоких значениях рН. Наименьшую буферную емкость имеет раствор в точке эквивалентности. К такому раствору достаточно добавить одну каплю раствора кислоты или щелочи, чтобы рН раствора скачкообразно изменился. Однако в химической практике часто возникает необходимость иметь растворы с устойчивым значением рН, близким к нейтральному.

Важным свойством буферных растворов является их способность сохранять постоянное значение рН при разбавлении раствора. Растворы кислот и оснований не могут называться буферными растворами, т.к. при разбавлении их водой рН раствора изменяется. Если 0,1М раствор соляной кислоты разбавили водой в 10 раз, то как изменился рН раствора?
Наиболее эффективные буферные растворы готовят из растворов слабой кислоты и ее соли или слабого основания и его соли. Ацетатный буферный раствор представляет собой раствор уксусной кислоты СН₃СООН и ацетата натрия NаСН₃СОО. Аммиачный буферный раствор представляет собой раствор гидроксида аммония NH₄OH и хлорида аммония NH₄Cl.
Буферное действие подобных растворов основано на следующих процессах. Если к ацетатному буферному раствору [СН₃СООН + NаСН₃СОО] прибавить в пределах буферной емкости раствор щелочи (NaOH или КОН), то будет происходить нейтрализация гидроксида слабой кислотой:

При добавлении к ацетатному буферному раствору сильной кислоты ионы водорода связываются анионами слабой кислоты, образующейся при диссоциации соли:

Таким образом, в результате связывания гидроксид-ионов или ионов водорода, возникающих при добавлении сильного основания или сильной кислоты, рН буферного раствора практически не изменяется. Так, при добавлении в 1 л 0,1М ацетатного буферного раствора, а для сравнения и в воду 0,01 моль соляной кислоты или гидроксида натрия рН растворов принимает значения, приведенные ниже.

Из этих данных видно, что при добавлении кислоты или щелочи к воде рН полученного раствора изменяется на пять единиц, а добавление такого же количества кислоты или щелочи в ацетатный буферный раствор изменяет рН в пределах 0,1 единицы.
Аналогично действие аммиачного (аммиачно-аммонийного) буферного раствора [NH₄OH + NH₄Cl] при введении кислоты или щелочи, обусловленное протеканием следующих процессов:

Как рассчитать рН буферного раствора, вы знаете: вспомните о смещении равновесия диссоциации уксусной кислоты одноименным ионом – добавлением в раствор ацетата натрия. Именно тогда вы получили буферный раствор!
Буферные растворы могут быть приготовлены также из кислоты и ее кислотной соли, из двух кислотных солей, а также из соли, подвергающейся гидролизу, и другой кислотной соли. К таким буферным растворам относятся растворы фосфорной кислоты и ее солей:

[Н₃РО₄ + NaН₂РО₄],	рН
[NaН₂РО₄ + Na₂НРО₄],	рН 7;
[Na₂НРО₄ + Na₃РО₄],	рН > 7.

Буферные растворы – фосфатный [ + ] и карбонатный [ + ] – имеют большое значение для обеспечения жизнедеятельности организмов, т.к. они поддерживают постоянство рН физиологических жидкостей. Кроме этих буферных растворов рН крови и других жидкостей организма сохраняется постоянным благодаря белкам и гемоглобину. У человека рН крови равен 7,35–7,45. На 75% буферная емкость крови обусловлена гемоглобином. Она настолько велика, что требуется в 50 раз больше сильной кислоты или щелочи, чтобы изменить рН на ту же величину по сравнению с водой.

Список новых и забытых понятий и слов

ЗАДАЧИ И ВОПРОСЫ

2. При введении щелочи (гидроксид-ионов) в раствор сильной кислоты рН раствора в начале нейтрализации почти не изменяется. То же происходит при введении кислоты (ионов водорода) в раствор щелочи. Тем не менее растворы сильной кислоты и сильного основания не называют буферными. Почему?

3. Если вы будете заниматься научной работой, даже в области гуманитарных наук вам придется иметь дело с таблицами. Таблица представляет собой сжатую сводку данных, собранных из литературных источников или из результатов собственного исследования. Сопоставляя и сравнивая числовые данные соседних столбцов и строк таблицы, вы сможете найти закономерности и противоречия в характере изменения числовых данных и из этого сформулировать новые выводы и даже создать новую теорию. Поэтому отнеситесь очень серьезно к этой задаче.
Для того чтобы хорошо усвоить представления о буферных растворах, изучите предлагаемые ниже в таблице данные, в которых приведены значения рН 0,1М растворов хлороводородной кислоты, гидроксида натрия, ацетатного и аммиачного буферных растворов, а также значения рН после 10-кратного их разбавления.

Объясните, почему растворы хлороводородной кислоты и гидроксида натрия нельзя считать буферными. Предложите новое определение буферного раствора.

4. Буферные системы играют огромную роль в жизни на Земле. Они могут включать и газовые, и кристаллические компоненты. Назовите хотя бы одну земную глобальную буферную систему, ответственную за поддержание жизни на Земле.

5. Воспользовавшись общими представлениями теории буферных систем, выскажите свои предположения о причинах постоянства концентраций кислорода и углекислого газа в атмосфере Земли.

6. Океанская вода ведет себя как буферный раствор при поступлении в нее кислотных или щелочных вод. Опишите процессы, ответственные за буферное действие океанской воды, учитывая, что над водой в воздухе содержится диоксид углерода, а в морских осадках имеется карбонат кальция.

8. Воспользовавшись представлениями теории буферных систем, обсудите причины и приемы поддержания постоянным валютного состояния развитой страны и инфляции в неразвитой стране.

9. Переведите на русский язык.

A buffer solution, or a solution of reserve acidity or alkalinity, is one which maintains a fairly constant pH, even when small amounts of acid or alkali are added to it. Water, or simple aqueous solutions, do not maintain their pH value at all well because of the market effect of impurities such as dissolved carbon dioxide absorbed from the air or silicates dissolved from a glass vessel.
Acid buffer solutions can be made by mixing a weak acid with a salt of the same weak acid; alkaline buffer solutions, by mixing a weak base with a salt of the weak base. A simple acid buffer solution can be made from acetic acid and sodium acetate. Sodium acetate is fully ionized, it produces suppress the ionization of the acetic acid so that the mixture contains more acetic acid molecules and more acetate ions than acetic acid alone.
The excess acetate ions react with any H + ions which might be added, whilst the excess acetic acid molecules react with any added OH - ions. Additions of small amounts of acid or alkali to the buffer solution of sodium acetate and acetic acid do not, therefore, greatly affect the pH of the mixture.
It is so useful to be able to make, and keep, solutions with more-or-less constant pH that many buffer solution mixtures are marketed. Typical mixtures used include phthalic acid and potassium acid phthalate, sodium dihydrogen phosphate (as the weak acid) and disodium hydrogen phosphate (as the salt), and boric acid and borax (sodium borate). There are also many proprietary mixtures.

ЛАБОРАТОРНЫЕ ИССЛЕДОВАНИЯ

1. Исследование ацетатного буферного раствора.

2. Исследование аммиачного буферного раствора.

3. Исследования карбонатного и фосфатных буферных растворов.

Предлагаемые эксперименты имеют творческий характер и выполняются самостоятельно. Исследуйте свойства карбонатного и фосфатных буферных растворов (0,1М – концентрация по каждому компоненту), важнейших для жизни природы:

Вам следует доказать, что эти растворы проявляют буферные свойства при действии растворов кислот и щелочей и при разбавлении. Каждая небольшая группа учеников (2–4 человека) выполняет указанный учителем вариант исследования.

4. Исследование раствора ацетата аммония.

Можно ли считать буферным раствор NН₄СН₃СОО? Эта соль диссоциирует на ионы:

При введении в раствор кислоты ее ионы водорода будут связываться по реакции:

1 Тема занятия: БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ. Цель занятия. Усвоить представления о составе, класси фикации и механизме действия буферных систем. Научиться применять теоретический материал для расчета рн и буферной емкости буферных систем. Изучить медико-биологическое зна чение буферных систем. После изучения темы студент должен: знать: состав буферных систем; классификацию буферных систем; механизм буферного действия; факторы, влияющие на буферную емкость и рн буферных систем; уметь: выводить формулы для расчета рн буферных систем; рассчитывать буферную емкость; применять теоретический материал к рассмотрению буфер ных систем в биологических объектах. Исходный уровень знаний и умений. 1.Знание теории электролитической диссоциации..умение пользоваться таблицей логарифмов. 3.Умение рассчитывать рн растворов электролитов. Учебно-целевые вопросы. 1. Граница применяемости рн в водных растворах в зависимости от: температуры; концентрации электролита.. Активная, потенциальная и общая кислотность (щелочность) растворов: сильных электролитов; слабых электролитов. 3. Буферные растворы: определение, классификация, число компонентов; вывод формулы рн буферных систем; механизм буферного действия. 4. Свойства буферных систем: влияние на рн соотношения компонентов; влияние на рн разбавления раствора. 5. Буферная емкость: зависимость от абсолютных концентраций компонентов; зависимость от соотношения компонентов;

2 буферная емкость по кислоте и по щелочи. 6. Медико-биологическое значение буферных систем. Задачи. 1. Определить общую и активную щелочность раствора гидроксида бария, если на титрование 15 мл его израсходо - вано 7,5 мл 0,М соляной кислоты. Ответ: С общ = 0,1 моль/л, С акт = 0, моль-экв/л. Чему равно рн ацетатного буфера, если 1 л его содер жит 0,9 моль-экв уксусной кислоты и 0,6 моль-экв ацетата натрия (константа диссоциации уксусной кислоты 1, )? Ответ: рн = 4, Сколько мл 0,М раствора уксусной кислоты нужно добавить к 40 мл 0,1М раствора ацетата натрия, чтобы получить раствор с рн 4? Ответ: 110 мл. 4. Рассмотреть, как изменится рн 0,4М ацетатного буфера при добавлении к 1 л этого раствора: а) 0, моль-экв гидроксида натрия, б) 0, моль-экв соляной кислоты, в) 0,4 моль-экв соляной кислоты. Ответ: а) ΔрН = 0,48; б) ΔрН = 0,48; в) ΔрН = 4, Рассчитать величину буферной емкости фосфатного бу ферного раствора, если после добавления 10 мл 0,5М раствора гидроксида натрия к 0 мл этого раствора рн последнего уве личивается с 7, до 8,0. Ответ: 0,315 моль-экв. Темы докладов УИРС. 1. Буферная емкость по кислоте и по щелочи.. Области применения буферных систем.

3 БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ Буферными называют растворы, обладающие свойством достаточно стойко сохранять постоянство концентрации водородных ионов при добавлении к ним небольших количеств сильной кислоты или щелочи, а также при разбавлении и концентрировании. Сама способность стойко сохранять постоянное значение рн называется буферным действием. Буферные системы позволяют точно регулировать концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов, и, следовательно, делают возможным контроль реакций, зависящих от величины рн. 1. Состав буферных растворов С точки зрения прототолитической теории кислот и оснований Ч. Бренстеда и Т. Лоури (193 г.) буферное действие растворов обусловлено наличием кислотно-основного равновесия: В + Н + ВН + основание - сопряженная кислота НА H + + A - кислота - сопряженное основание Сопряженные кислотно-основные пары В/ВН + и НА/А - называют буферными системами. Буферные системы могут быть четырех типов: а) слабая кислота и сопряженное с ней основание НА/А - Например, ацетатная буферная система СН 3 СООН / СН 3 СОО -. СН 3 СООН СН 3 СОО - + Н + кислота сопряженное основание водородкарбонатная система Н С0 3 / НС0 3 - Н СО 3 НСО Н + кислота сопряженное основание формиатная система НСООН / НСОО - НСООН НСОО - + Н + кислота сопряженное основание б) слабое основание и сопряженная с ним кислота. Например, аммиачная буферная система NH 3 H O / NH 3

5 CH 3 COONa CH 3 COО - + Na + Главный источник ацетат-ионов - сильный электролит CH 3 COONa. Если к этой системе добавить сильную кислоту, то ионы будут взаимодействовать с анионами соли, образуя слабодиссоциирующую уксусную кислоту CH 3 COONa + HCl CH 3 COOH + NaCl CH 3 COO - + Н + СН 3 СООH Как видим, сильная кислота заменяется эквивалентным количеством слабой, диссоциация которой в присутствии ацетат-ионов подавлена. В соответствии с законом разведения Оствальда повышение концентрации уксусной кислоты понижает степень ее диссоциации, а в результате этого концентрация ионов Н + в буфере увеличивается незначительно. При добавлении к буферному раствору щелочи концентрация водородных ионов и рн изменяется также незначительно. Щелочь при этом будет реагировать со слабой кислотой по реакции нейтрализации: СН 3 СООН + NaOH CH 3 COONa + Н 0 СН ъ СООН + ОН - СН 3 СОО - + Н 0 В результате этого добавленная щелочь заменяется эквивалентным количеством слабоосновной слои, в меньшей степени влияющей на реакцию среды. Незначительное изменение рн может происходить за счет гидролиза и уменьшения концентрации уксусной кислоты. В процессе этой реакции расходуется уксусная кислота. Однако активная кислотность смеси (определяется концентрацией ионов водорода) почти не изменяется, так как вместо прореагировавших ионов кислоты (Н + и СН 3 СОО - ) за счет потенциальной кислотности (определяется концентрацией недиссоциированных молекул кислоты) образуются новые ионы Н + и СН 3 СОО -. Механизм действия фосфорного буфера аналогичен действию ацетатного буфера. При добавлении к буферу сильной кислоты Na HP0 4 +НС1 NaH PO 4 +NaCl НРО Н + - Н РО 4 уменьшается количество сопряженного основания, но увеличивается количество слабой кислоты. Если к этой системе добавить щелочь NaH PO 4 + NaOH Na HP0 4 + Н 0 Н Р0-4 + NaOH НРО Н 0 то произойдет уменьшение концентрации слабой кислоты и увеличение количества сопряженного основания. Механизм действия аммиачного буфера заключается в том, что при добавлении к буферу сильной кислоты происходит реакция нейтрализации и сильная кислота заменяется эквивалентным слабой сопряженной кислоты: NH 4 OH + НC1 NH 4 CI + Н 0 NH 4 OH + Н + NH Н 0 Концентрация свободных гидроксид-ионов восполняется за счет потенциальной основности гидроксида аммония.

6 Щелочь, добавленная к буферу, взаимодействует с сопряженной кислотой, в результате чего образуется слабое основание, и рн среды мало изменяется: NH 4 Cl + NaOH NH 4 OH + NaCl NH OH - NH 4 OH 3. Расчет рн буферных систем В основе расчета рн буферных систем лежит закон действующих масс для кислотно-щелочного равновесия. В состав ацетатного буфера входит слабая уксусная кислота. Кислота частично диссоциирует на ионы СН 3 СООН СН 3 СОО - + Н + К процессу диссоциации слабой уксусной кислоты можно применить закон действующих масс и записать выражение для константы диссоциации: К а [ СН3СОО ] [ H [ CH COOH ] 3 ] Решив это уравнение соотносительно равновесной концентрации ионов водорода, получим выражение: CH 3COO Н К а CH 3COOH откуда следует, что концентрация ионов водорода зависит от константы диссоциации кислоты и соотношения концентраций недиссоциированных молекул кислоты и анионов. В присутствии второго компонента буферного раствора - сильного электролита CH 3 COONa кислотно-основное равновесие уксусной кислоты сдвинуто влево. Потому с достаточным приближением можно считать, что концентрация недиссоциированных молекул кислоты равна исходной концентрации соли [ CH COOH ] 3 = кислота СН СОО 3 = Na =[ СН 3 СООNa;] [соль] = [сопряженное основание]. Тогда можно записать: [ кислота] [ H ] Ka или в логарифмическом виде [ кислота] Lg[ H ] 1gKa 1g ph ph [ кислота] pka 1g [ кислота] pka 1g (3.1)

7 Уравнение 3.1 называется уравнением Гендерсона-Хассельбаха. По теории Бренстеда-Лоури, анион кислоты является для нее сопряженным основанием. В более общем виде уравнение Гендерсона-Хассельбаха записывается так: ph pka [ сопряженное основание] lg [ кислота] Для аммиачной буферной системы NH 4 OH/NH А С1 концентрацию ионов водорода можно рассчитать, исходя из константы кислотно-основного равновесия: NH 4 + NH 3 + H + Ka [ NH 3][ H [ NH ] ] 4 Отсюда уравнение Гендерсона-Хассельбаха для расчета рн аммиачного буфера: [ NH 4OH] ph pka lg (3.) [ NH 4] Уравнение можно представить в следующем виде: ph [ NH4 ] 14 pkв lg, pkв lg K в ( NH 4OH ) [ NH4OH] Для фосфатной буферной системы уравнение кислотно-основного равновесия слабой кислоты (дигидрофосфата - иона): [ HPO4 ][ H Ka [ H PO ] 4 ], отсюда [ HPO4 ] ph pka lg [ H PO ] 4 [ H PO4 ] H ] Ka, [ HPO ] [ 4 pka lg Ka( H PO4 ) 4. Влияние разбавления и концентрирования на рн буферных растворов.

8 Концентрация ионов водорода буферного раствора зависит от константа диссоциации слабого электролита и соотношения концентраций кислоты и соли: [ кислота] [ H ] Ka Если буферный раствор разбавить в 10-0 раз, то заметного изменения рн не наблюдается, так как при разбавлении или концентрировании одновременно изменяется концентрация обоих компонентов, а их соотношение остается таким же, например: [ H [ кислота] 10 ] Ka 10 ; 10[ кислота] [ H ] Ka 10 Конечно, некоторое изменение рн происходит, поскольку с уменьшением концентрации, увеличивается степень диссоциации слабой кислоты, а уменьшение концентрации слои также изменяет степень гидролиза. Однако это изменение весьма незначительно. 5. Буферная емкость Способность буферных систем поддерживать постоянное значение рн не является беспредельной, она ограничена. Этот предел характеризуется буферной емкостью. Буферная емкость В - это количество вещества эквивалента сильной кислоты или сильного основания, которое следует добавить к 1 л буферного раствора, чтобы изменить его рн на единицу. Буферная емкость по кислоте (моль/л): 1 1 n( HA) с HA v( B) z Ba z ph v( буфера) ( ph1 ph ) v( буфера) Буферная емкость по щелочи (моль/л): 1 1 n( B) с B v( B) z Ba z ph v( буфера) ( ph1 ph ) v( буфера) где V(HA), V(B) - объемы добавленных кислоты НА или щелочи В, л; 1 1 n ( HA), n( B) - количество эквивалента кислоты или щелочи, моль; z z с 1 HA, с 1 B - молярная концентрация эквивалента кислоты или щелочи, z z моль/л; ph, ph 1 - значение рн буферного раствора до и после добавления кислоты или щелочи;

9 ( ph1 ph ) - разность рн по модулю v(буфера) - объем буферного раствора, л. Буферная емкость зависит от ряда факторов: 1. Чем выше концентрация компонентов буферного раствора, тем выше буферная емкость: [ кислота] [ H ] Ka 10ммоль А) [ H ] Ka 10ммоль 100ммоль Б) [ H ] Ka 100ммоль Если в оба раствора добавить 5 ммоль сильной кислоты, то: А) [ H ] Ka Ka Ka Б) [ H ] Ka Ka Ka 1, В первом случае соотношение компонентов буферного раствора изменится в 3 раза, а во втором - всего лишь в 1,1 раза.. Буферная емкость максимальна при соотношении компонентов, равном единице. Сравним буферные растворы, содержащие 50ммоль кислоты А) 1 50ммоль соли 80ммоль кислоты Б) 4 0ммоль соли Если к обеим системам добавить одинаковое количество сильной кислоты (по 10 ммоль), оно по-разному будет влиять на изменение концентрации ионов водорода: а) [ H ] Ka Ka 1, ) [ H ] Ka Ka В первом случае отношение концентраций компонентов изменилось только в 1,5 раза, во втором - в 9 раз. Поэтому при приготовлении буферных растворов обычно учитывают эти факторы, то есть приготавливают буферные системы из достаточно концентрированных растворов с соотношением компонентов, близким к единице.

10 Лабораторная работа Приготовление буферных растворов и изучение их свойств. Цель работы: 1. Приготовить буферные растворы с различным соотношением компонентов.. Изучить свойства буферных растворов. Опыт 1. Выполнение эксперимента. Растворы Приготовить три фосфатных буферных раствора в пробирках объемом по 10 мл каждый с соотношением компонентов согласно таблицы 1. Таблица 1. Соотношение объемов (мл) Значение рн растворов, опытное Значение рн растворов, теоретическ. Значение рн растворов после разбавления в раза Значение рн растворов после разбавления в 3 раза 1 NaH PO 4 Na HPO 4 NaH PO Na HPO NaH PO 4 1 Na HPO 4 9 Растворы перемешать, затем добавить к каждому раствору 3 капли раствора универсального индикатора. После добавления универсального индикатора растворы не перемешивать. В каждой пробирке образуется окрашенный верхний слой раствора. Окраску окрашенных слоев сравнивают с эталонной шкалой рн универсального индикатора. Определенные значения рн каждого раствора записать в табл.1. Рассчитать значение рн каждого буферного раствора по уравнению:

11 V(Na HPO 4 ) рн = рк а + lg , где К а = 7, V( NaH PO 4 ) Найденные теоретические значения рн записать в табл.1. Опыт. Приготовить три буферных раствора с соотношениями, указанными в первом опыте. Затем каждый раствор (10 мл) разделить на две части по 5 мл. В три пробирки по 5 мл каждого раствора добавить по 5 мл дистилированной воды, перемешать ( разбавление в раза). В оставшиеся три пробирки с 5 мл каждого раствора добавить по 10 мл дистилированной воды. Растворы перемешать ( разбавление в 3 раза). Во все пробирки добавить -3 капли раствора универсального индикатора. Верхние окрашенные слои растворов сравнить с эталонной шкалой рн универсальгого индикатора. Найденные значения рн записать в табл.1. Сделать выводы из результатов опытов 1 и. Тестовый контроль. 1.Какие из перечисленных веществ могут быть взяты для приготовления буферных растворов: а) КОН + КС1; б) НС1 + КС1;в) Н СО 3 + NaНСО 3 ;г) КС1 + NаNО 3?.С какими значениями рн можно приготовить бикарбонатный буфер если рк а ( н со 3 ) = 6,35: а) рн = ; б) рн = 9; в) рн = 4; г) рн = 7? 4. При концентрировании буферных систем их значение рн: а) резко увеличивается; б) остается практически неизменным; в) резко уменьшается; г) сохраняется абсолютно неизменным? 5. При добавлении к буферной системе небольших количеств сильной кислоты ее значение рн: а ) сохраняется неизменным; б) незначително понижается; в) резко возрастает; г) незначительно повышается? 6. Буферные растворы состоят из: а) из слабой кислоты и сопряженного с ней основания; б) из двух сильных кислот; в) из сильной кислоты и сопряженного с ней основания; в) из слабой кислоты и сильного основания? 7. Буферная емкость максимальна при соотношении компонентов: а) больше единицы; б) равном единице; в) меньше единицы; г) равном 7? 8. Какая буферная система находится и в плазме и в эритроцитах: а) бикарбонатная; б) гемоглобиновая; в) оксигемоглобиновая; г) протеиновая?

Кафедра биологической химии с курсами медицинской,
фармакологической и токсикологической химии
Тема: Буферные растворы
Лекция №2 для студентов 1 курса,
обучающихся по специальности
060101-Лечебное дело
Лектор: к.б.н. доцент
Оловянникова Раиса Яковлевна
Красноярск, 2015
1

2. Актуальность

• Сохранение постоянства кислотности жидких
сред имеет для жизнедеятельности
человеческого организма первостепенное
значение
• Даже небольшие изменения концентрации
ионов водорода в крови и межтканевых
жидкостях ощутимо влияют на биологическую
активность ферментов и гормонов, а также на
величину осмотического давления в этих
жидкостях
• Решающую роль в регулировании рН играют
буферные системы

3. Актуальность

• Кроме того, в медицинской практике часто
возникает необходимость в приготовлении
буферных растворов, способных
поддерживать постоянное значение рН,
например,
– для введения этих растворов в организм;
– для моделирования в лабораторных условиях
биопроцессов;
– в клиническом анализе и т.д.

4. Цель лекции

• Рассмотреть теоретические основы
протолитического гомеостаза в
организме и причины его
нарушения
• Показать теоретические подходы
для диагностики и коррекции
ацидемии и алкалиемии.

5. План лекции

1. Актуальность темы
2. Понятия и типы буферных растворов,
механизм их действия
3. Приготовление буферных растворов
4. Буферная емкость
5. Кислотно-основное равновесие в
организме и его нарушения
6. Выводы
5

6. ПОНЯТИЕ БУФЕРА

• БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ – ЭТО
РАСТВОРЫ, рН которых мало меняется
при добавлении сильных кислот или
сильных оснований (щелочей), а также
при разбавлении водой.
6

7. По своему составу буферные растворы можно разделить на три типа:

• Кислотный буфер –
образован слабой
кислотой и её солью,
например,
СН3СООН
Ацетатный
буфер
СН3СООNa
Н2СО3
NaНСО3
NaH2PO4
Na2HPO4
Бикарбонат
ный буфер
• Основный буфер
– образован слабым
основанием и его
солью, например,
NH3
Аммиачный
NH4Cl буфер
Солевой буфер
– образован двумя солями,
Фосфатный
буфер
одна из которых выполняет
роль слабой кислоты, а другая
– сопряженного ей основания,
7
например,

Приготовить такие буферные растворы можно
просто путём сливания двух соответствующих
растворов.
При этом будут совмещаться два равновесия:
Диссоциация слабого электролита (1) и
Гидролиз по его сопряженному иону (2):
Так в ацетатном буфере:
СН3СООН ⇆ СН3СОО- + Н+
(1)
СН3СООNa → СН3СОО- + Na+
CH3COO- + НОН ⇆ СН3СООН + НО-
(2)
8

Благодаря совмещению равновесий
ДОБАВЛЕНИЕ РАСТВОРА СОЛИ к
буферу не приведет к смещению равновесия
реакции диссоциации уксусной кислоты
влево.
Этому препятствует НО⁻, который появляется
при гидролизе соли по аниону.
И наоборот, ДОБАВЛЕНИЕ КИСЛОТЫ к
буферу не приведет к смещению равновесия
реакции гидролиза соли влево,
+
Этому препятствуют Н , образующийся при
диссоциации слабой кислоты.
9

10. Понятие буфера (продолжение)

• Если пренебречь диссоциацией слабой
кислоты и гидролизом соли, то буфер
будет представлять собой ни что
иное, как сопряженную кислотноосновную пару, компоненты
которой находятся в соотношении
1:1 или один из компонентов этой
пары может преобладать над
другим в 10 раз.
10

11. АН/А- или +ВН/В¨

12. Ограничения, накладываемые на буферную систему:

Кислота в ней не должна быть слишком
сильной (рКа 11), так как в этом
случае нельзя пренебречь гидролизом соли
(ведь очень слабой кислоте будет соответствовать
очень сильное сопряженное основание, по которому
идет гидролиз).
12

13. рН буфера (уравнение Гендерсона-Гассельбаха)

14. Механизм действия буфера

15. или в виде химических реакций

−
• СН3СОО + Н+ → СН3СООН
СН3СООNa + НCl → СН3СООН + NaCl
−
−
• СН3СООН + ОН → НОН + СН3СОО
СН3СООН + NaОН → НОН + СН3CООNa
• NН3 + Н+ →
+
NH4
• NН3 + НCl → NH4Cl
−
• NH4 + OH → НОН + NН3
+
• NH4Cl + NaOH → НОН + NН3 + NaCl
15

16. Приготовление буферного раствора (по заданному рН)

• Используется уравнение Гендерсона –
Гассельбаха, где равновесные молярные
концентрации компонентов буфера
выражены через их аналитические
концентрации и объёмы:
С · V (осн)
• рНб = рКа(к-та/осн.) + ℓg
С · V (к-ты)
Если СМ(осн) = СМ(к-ты), то уравнение примет более простой вид:
• рНб = рКа(к-та/осн.) + ℓg
V (осн)
V (к-ты)
16

17. Отсюда можно вычислить отношение объемов компонентов буфера

• рН – рКа = ℓg
V (осн)
V (к-ты)
Δ рН
V (осн)
V (к-ты)
= аnti ℓg ΔрН
Остается научиться брать антилогарифмы
17

18. Как определить объемы компонентов буфера ?

• Если знаем отношение объемов
компонентов и объём всего буфера, то
нетрудно доказать, что
Vк =
V (буфера)
1 + аℓgΔрН
Vо = V (буфера) - Vк
18

19. Решим задачу

• Можно это вычислять по-другому:
аℓg -0,44 =10-0,44=10-1∙100,56=3,6∙10-1
• V(NH4) =
+
50
1+0,36
= 36,76 мл
• V(NH3) = 50 – 36,76 = 13,24 мл
Ответ: V(NH3∙H2O) =13,24 мл
+
V(NH4Сl) =36,76 мл
20

21. Буферная емкость

22. Для нормальной сыворотки крови

• Вк =0,029 моль/л
• Во =0,012 моль/л
или 29 ммоль/л
или 12 ммоль/л
Вывод: в крови преобладают
основные компоненты
Это имеет биологический смысл,
так как в кровь поступает больше
кислот (продуктов катаболизма),
чем оснований (аммиак, мочевина,
креатинин и некоторые другие)
22

23. Буферные растворы организма

• Постоянство рН крови (7,36±0,04)
обеспечивается буферными системами
крови сопряженно с работой легких и
почек.
• Буферные системы крови
неравномерно распределены между
плазмой и эритроцитами.
23

24. В плазме

• Гидрокарбонатный буфер
H2CO3 / HCO3–
pKa 6,25
• Фосфатный буфер
H2PO4– / HPO42−
pKa 7,2
• Белковый буфер
HPt / Pt – работает сопряженно с
бикарбонатной системой.
24

26. В эритроцитах

27. В эритроцитах

28. В других тканях организма

• В моче, межклеточной жидкости
фосфатная буферная система будет играть
более важную роль, чем в крови.
• Предполагают, что в тканях может
существовать также аминокислотная и
пептидная буферная система (дипептиды
карнозин, ансерин)
• В почках может работать аммиачная
буферная система, но в сопряжении с
фосфатной и гидрокарбонатной.
28

29. Гидрокарбонатная буферная система

• Согласно уравнению ГендерсонаГассельбаха,
[НСО3–]
рН = рКа(Н2СО3 / НСО3–) + ℓg [Н2СО3] =
6,4 при 25 ⁰С
6,1 при 37 ⁰С
= 6,1 + ℓg
[НСО3–]
S∙PСО2
,
Растворимая в воде
часть СО2
где S – коэффициент растворимости СО2 в крови,
равный 0,033 (коэфф.Будзена),
PСО2 – равновесное парциальное давление СО2
29

• Знание этого уравнения совершенно
необходимо для понимания того, как
будут развиваться ацидозы и алкалозы.
• На основе этого уравнения можно также
подсчитать, каким должно быть
соотношение бикарбоната и угольной
кислоты, чтобы обеспечить рН 7,4:
[НСО3–]
7,4 = 6,1 + ℓg
[Н2СО3]
30

• Понятно, что емкость по кислоте Вк
такой буферной системы будет больше,
чем емкость по основанию Во
• Итак, если бы бикарбонатный буфер
один поддерживал рН 7,4, то основный
(солевой) компонент должен был
преобладать над кислотным в 20 раз.
• Реально это отношение меньше (10,2), что можно
объяснить сопряжением с другими системами, в том
числе, системой транспорта НСО3– в эритроциты.
32

• Этим же способом можно было
показать, что в эритроцитах (где рН 7,2)
отношение [НСО –]
3
= 12,6
[Н СО ]
2
3
[Hb–]
[HHb]
[Hb·O2–]
[HHb·O2 ]
= 0,14
= 2,57
33

• И таким образом, в венозной крови
преобладает кислотная форма
гемоглобина НHb, а в артериальной –
основная (солевая) форма
оксигемоглобина Hb·О2–
• При поступлении Н+ в кровь в работу
включается в первую очередь бикарбонатная
буферная система:
• Н+ + НСО3–
Н2СО3
Н2О + СО2
СО2 выводится через легкие
34

• Вентиляция легких сдвигает равновесие
вправо.
• Таким образом, легкие помогают удалять
протоны Н+
• Гидрокарбонатная система – это
система быстрого реагирования, так
как продукт её деятельности Н2СО3,
возникший при защите от кислот, дает
СО2, который быстро удаляется через
легкие.
35

36. Работа аммиачной буферной системы в сопряжении с фосфатной в почках

• В почках есть ферментативные ..
системы, производящие аммиак NH3 (из
аминокислоты глутамина) и
гидрофосфат НРО42– (из органических
фосфатов), который подается в кровь.
• Из крови в почки ..поступает Н2РО4– и
отдает свой Н+ на NH3. Образовавшийся
NH4+ транспортируется в мочу и выводится
из организма.
36

В крови Н+
• Это дает
возможность
восстановить
отношение
NH3/+NH4 в почках
и отношение
НРО42–/Н2РО4– в
крови.
В мочу
Н2РО4–
НРО42–
В почках
Н+
..
NH4+
NH3
(удаляется из
организма)
Отсюда видна важная роль почек в элиминировании Н+
37

38. Нарушения кислотно-основного равновесия

• Изменение рН на 0,2 – 0,3 единицы
приводит к серьезным патологическим
нарушениям
• Сдвиг рН на 0,6 единиц является
смертельным.
– изменяется структура белков и их функции
– запускается неферментативный катализ
нежелательных органических реакций
38

• Включение буферных систем в компенсацию
возникших сдвигов в концентрации Н+ самое
быстрое (10 – 15 мин).
• Легочная вентиляция включается через 10 –
18 часов и приводит к стабилизации
отношения [HCO3–]/S·PCO2
• Почечная компенсация включается в течение 2–3
суток и связана с включением ряда
дополнительных ферментативных процессов.
39

40. Виды нарушения КОР

Состояние
Норма
рН
7,36 ± 0,04
РСО2, мм рт.ст.
40
1. Метаболический ацидоз
7,4
≥ 40
3. Дыхательный ацидоз
40
4. Дыхательный алкалоз
>7,4

Презентация на тему: " Лекция 6 Буферные растворы Буферными растворами (буферами) называют растворы, в которых концентрация ионов водорода или выражающий ее водородный показатель." — Транскрипт:

1 Лекция 6 Буферные растворы Буферными растворами (буферами) называют растворы, в которых концентрация ионов водорода или выражающий ее водородный показатель рН, не изменяется при разбавлении и мало изменяется при прибавлении к ним небольшого количества сильной кислоты или щелочи. Кислотно-основные буферные растворы – это растворы, содержащие смесь относительно слабых кислот и сопряженных оснований. Например, ацетатный буферный раствор состоит из CH 3 COOH и CH 3 COONa, аммиачный – из NH 3H 2 O и NH 4 Cl, фосфатный – из NaH 2 PO 4 и Na 2 HPO 4. Так смесь Na 2 CO 3 и NaHCO 3 тоже представляет собой буферный раствор. Почвенные растворы, например, представляют собой естественные буферные системы. Полостные жидкости живых организмов также могут служить примерами естественных буферов. Постоянная кислотность крови обеспечивается наличием в организме белковой, фосфатной и карбонатной буферных смесей (рН = 7,4).

2 Буферные растворы Буферные растворы играют большую роль в аналитической химии. 1. Осаждение различных ионов из раствора должно проводиться при строго определенном значении рН. Это значение рН устанавливают прибавлением подходящей буферной смеси. Например, буферное действие аммиачного буфера (NH 3 + NH 4 Cl) применяется для удержания гидроксида магния в растворе (при использовании этого буфера Mg(OH) 2 в осадок из раствор не выпадает). KCl + H 2 C 4 H 4 O 6 = KHC 4 H 4 O 6 + HCl 2BaCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 O = 2BaCrO 4 + 2KCl + 2HCl 2. Незначительное изменение pH при добавлении сильных кислот или оснований важно в химической технологии и в анализе. Буферные растворы образуются при титровании слабых кислот или оснований.

3 Расчет pH буферных растворов HA + H 2 O H 3 O + + A - (I) A - + H 2 O HA + OH - (II) Константа равновесия (I) является константой кислотности HA: Поскольку равновесия сдвинуты влево, можно в первом приближении считать, что [HA] = C HA и [A - ] = C A -,

4 Расчет pH буферных растворов Na 2 CO 3 и NaHCO 3 представляет собой буферную смесь, так как CO основание, а HCO сопряженная с ними кислота. Поэтому pH подобного буферного раствора определяют по формуле: 1. В растворе, содержащем 0,10 М NH 3H 2 O и 0,20 М NH 4 Cl определить pH. 2. В растворе, содержащем равные количества гидро- и дигидрофосфата натрия pH = 8,96. pH = 7,21

5 Расчет pH буферных растворов 3. К 15 мл 0,03 М раствора HCOOH прибавили 12 мл 0,15 М раствора HCOOK. K HCOOH = 1, Определить pH буферной смеси. 4. К 15 мл 0,1 М раствора HCOOH прибавили 15 мл 0,05 М раствора NaOH. Определить pH буферного раствора. HCOOH + NaOH NaCOOH + H 2 O

6 Расчет pH буферных растворов Буферные растворы не меняют значение pH при добавлении некоторых количеств сильной кислоты или сильного основания. Почему это происходит? Приготовили 1 л буферного раствора, содержащего CH 3 COOH и CH 3 COONa. [CH 3 COOH] = [CH 3 COONa] = 0,1 моль/л Введем в такой раствор 10 миллимолей HCl (0,01 моль). В результате концентрация слабой кислоты увеличится: CH 3 COO - + H + CH 3 COOH (0,1 + 0,01 = 0,11 моль/л). Соответственно уменьшится концентрация СH 3 COO -, она станет равной: 0,1 – 0,01 = 0,09 моль/л. Тогда pH будет равен:

7 Расчет pH буферных растворов Добавим 10 миллимолей NaOH (0,01 моль/л). NaOH прореагирует со слабой CH 3 COOH: СH 3 COOH + OH - CH 3 COO - + H 2 O Вследствие чего концентрация CH 3 COO - увеличится, а концентрация СH 3 COOH – уменьшится. pH вычисляем по следующей формуле:

8 Характеристики буферных растворов 1)Уровень pH, на котором поддерживается постоянство этой величины. Уровень pH зависит от pK A слабой кислоты, входящей в буферную смесь. Так для ацетатных буферных растворов этот уровень, т.е. постоянство pH около - 4,75. 2)Область буферирования, т.е. интервал pH, в котором может поддерживать постоянство pH данная буферная смесь. Область буферирования pH зависит от соотношения концентраций слабой кислоты и сопряженного основания. 10 % кислоты и 90 % основания с одной стороны и 90 % кислоты и 10 % основания с другой стороны. Это значит, что область буферирования данной буферной смесью находится в пределах: pH = pK A ± 0,95 pH = pK A ± 1

9 Характеристики буферных растворов Буферная емкость – это способность буферного раствора не изменять заметно pH при добавлении сильной кислоты или сильного основания. Буферная емкость (β, Б, ) представляет отношение концентрации введенной сильной кислоты или основания к изменению pH раствора, т.е Мерой буферной емкости служит обычно количество молей эквивалентов сильной кислоты или сильного основания, которое необходимо прибавить к 1 л раствора буферной смеси для изменения pH на 1. Чем выше буферная емкость, тем лучше буферный раствор удерживает постоянное значение pH.

10 Буферная емкость С буф. = [HA] + [A - ] (уравнение материального баланса) pH = -lg[H + ] Буферная емкость зависит от концентрации компонентов буферной смеси. Из выражения константы диссоциации кислоты HA [HA] = c буф. – [A - ]

11 Буферная емкость Используя константу диссоциации кислоты HA и уравнение материального баланса: Зная буферную емкость, можно найти изменение pH раствора при добавлении сильной кислоты или основания, определить состав буферной смеси и решать другие вопросы.

12 Буферная емкость Буферная емкость аммонийной буферной смеси, содержащей 0,1 М NH 3 и 0,2 М NH 4 Cl (pH = 8,96), равна При добавлении к 1 л этого раствора 1, моль HCl pH раствора после введения HCl стал 8,96 – 6, = 8,89. Для оценки изменения pH можно было бы не рассчитывать значение, а воспользоваться формулой Гендерсона-Хассельбаха), pH = 8,89.

13 Буферная емкость Покажем, как оценить состав буферной смеси, если известна буферная емкость. Например, определим состав аммонийной буферной смеси с pH 9,25 ([H + ] = 5, ) ), при добавлении к 0,5 л которого 25 ммоль NaOH значение pH изменяется не более чем на 0,05. Количество добавленной щелочи Подставляя значение в формулу находим с буф. :

14 Буферная емкость Буферная емкость зависит от суммарной концентрации компонентов и соотношения их концентраций. Чем больше С буф., тем больше Максимальное значение имеет при равенстве концентраций компонентов сопряженной пары, т.е. при pH = pK A, поэтому буферные растворы желательно готовить так, чтобы значение pH их лежало вблизи pK a.

Читайте также: