Буферный раствор – химический реактив с постоянным pH

Лабораторная посуда, лабораторное оборудование , приборы и химические вещества это четыре главных составляющих любой современной лаборатории независимо от ее специализации. В зависимости от назначений лабораторные изделия – посуда, оборудование, приборы изготавливаются из различных материалов: пластика, фарфора, кварцевого, боросиликатного, лабораторного стекла и др.. Дело лишь в цене и качестве. Химические реактивы в списке лабораторного оснащения занимают особое место – без них невозможно провести даже самый простой анализ, исследование, эксперимент.

В практике проведения лабораторных работ сотрудники часто сталкиваются с такими химическими растворами, которые имеют или должны обладать определенным показателем величины pH. Именно для этих целей изготавливают специальные буферные растворы.

Что представляет собой данный раствор?

Буферные растворы – химические реактивы с определенным стабильным показателем концентрации водородных ионов; смесь слабо концентрированной кислоты и ее соли. Данные растворы практически не изменяют свою структуру при концентрировании, разбавлении ее другими химическими реагентами или при добавлении в него в малом количестве высококонцентрированных щелочей или кислот. Чтобы получить буферный раствор с различным показателем pH, необходимо изменять концентрацию и соотношение используемых химических растворов.

Данный химический реактив способен сохранять определенный показатель pH до определенного уровня, в зависимости от конкретного количества агрессивных сред, щелочей и кислот. У каждой буферной смеси есть определенная буферная вместимость – эквивалентное соотношение количества элементов щелочи и кислоты.

К сожалению, сами кислоты и щелочи нельзя отнести к буферным смесям, так как при разбавлении их с водой уровень pH данных агрессивных сред изменяется.

В лабораторной практике применима и калибровочная буферная смесь. Она предназначена для настройки точности показателей приборов, которые применяются для определения уровня кислоты жидких веществ – активность в различных средах ионов водорода.

Для работы как в лабораторных условиях, так и в частной практике, рекомендуется использование буферных смесей высокой стабильности, приготовленные в специализированных лабораториях с использованием лабораторной посуды из стекла на специальном лабораторном оборудовании и приборах. Самостоятельное приготовление данного химического реактива может быть получено с большой погрешностью.

Из чего состоит буферный раствор?

В состав этого химического реактива входит вода – растворитель и в равной степени растворенные ионы или молекулы веществ, которые составляют кислотно-щелочную или щелочно-кислотную буферную систему. Буферная система – это взаимодействие слабоконцентрированной кислоты с одной из ее солей.

Такие химические реактивы вместе с современным лабораторным оборудованием и приборами нашли широкое применение в исследованиях аналитической химии, биологии и микробиологии, генетике, медицине, фармацевтике, исследовательских центрах и других научных областях.

Важность буферного раствора для человека

Естественная буферная смесь очень важна и для нормальной жизнедеятельности организма, так как благодаря ей поддерживается постоянный уровень pH биологических жидкостей тканей, органов, лимфы и крови.

Условия хранения

Хранить данный химический реактив необходимо в герметически закрытой емкости (стеклянных или пластиковых флаконах).

Где приобрести лабораторное оснащение высокого качества по доступной цене ?

Химреактивы, приборы, оборудование, лабораторную посуду купить в Москве выгодно в современном специализированном магазине химических реактивов Москва розница и опт «Прайм Кемикалс Групп». Именно здесь Вы найдете широкий ассортимент товаров высокого качества от известных торговых марок по приемлемым ценам. Также у нас возможна доставка как по городу, так и по области.

“Prime Chemicals Group” –лабораторное оснащение от перчаток смотровых до весов электронных лабораторных со знаком качества.

Буферным раствором или просто буфером называют такой раствор, pH которого не претерпевает значительных изменений при добавлении небольших количеств кислоты либо основания.

Буферные растворы можно подразделить на четыре типа.

Буферные растворы, содержащие сильную кислоту

Всякая сильная кислота, например азотная, может использоваться как буфер с низким значением pH. Сильные кислоты полностью диссоциированы в водных растворах, и поэтому их растворы характеризуются высокой концентрацией ионов гидроксония. Добавление небольшого количества кислоты или основания к сильной кислоте оказывает поэтому лишь незначительное влияние на pH раствора сильной кислоты.

Например, если к 100 см3 раствора азотной кислоты с концентрацией 0,01 моль/дм3 добавить 1 см3 соляной кислоты с концентрацией 0,1 моль/дм3, то уменьшится от 2,00 до 1,96. Изменение pH на 0,04 может считаться пренебрежимо малым. Чтобы проверить указанные выше значения pH раствора до и после добавления соляной кислоты, следует воспользоваться уравнением

Сопоставим теперь указанное пренебрежимо малое уменьшение pH с результатом добавления раствора с концентрацией 0,1 моль/дм3 к 100 см3 чистой воды. В этом случае pH резко уменьшается от 7,00 до 4,00. Очевидно, чистая вода не действует как буферный раствор, поскольку она не поддерживает pH приблизительно на прежнем уровне. Концентрации буферных растворов соответствуют пологим частям кривых титрования, показанных на рис. 8.2. Эти части кривых титрования называются буферными областями. В буферной области значения pH нечувствительны к небольшим изменениям концентрации кислоты или основания.

Буферные растворы, содержащие сильное основание

Всякое сильное основание может использоваться в качестве буфера с высоким значением Добавление к такому буферу небольшого количества кислоты либо основания оказывает пренебрежимо малое влияние на Например, при добавлении раствора соляной кислоты с концентрацией раствора с концентрацией происходит изменение от 12,00 до 11,96. Изменение в этом случае составляет всего 0,04. Проверить этот результат можно с помощью уравнения (6) и соотношения

Буферные растворы, содержащие слабую кислоту

Буферные растворы с устойчивыми значениями в пределах от 4 до 7 можно получить с помощью какой-либо слабой кислоты и одной из ее солей. С этой целью часто пользуются смесью уксусной кислоты и ацетата натрия. Ацетат натрия в водном растворе полностью ионизирован

В отличие от него уксусная кислота ионизирована лишь частично

При добавлении кислоты это равновесие смещается влево, содержание добавленных ионов уменьшается и восстанавливается первоначальное значение Наличие ацетата натрия в буферном растворе обеспечивает большой запас ионов способный компенсировать действие добавляемых порций кислоты.

При добавлении основания оно нейтрализуется ионами гидроксония

Удаление ионов в результате протекания этой реакции приводит к тому, что равновесие (7) смещается вправо. Концентрация ионов и, следовательно, значение раствора остаются постоянными. Наличие уксусной кислоты в буферном растворе обеспечивает большой запас недиссоциированных молекул способных диссоциировать и, таким образом, при необходимости компенсировать добавление порций основания.

Действие буферных растворов можно рассмотреть количественно на основе закона действующих масс. Как было показано в предыдущем разделе, применение этого закона к равновесию диссоциации уксусной кислоты приводит к следующему выражению для константы диссоциации уксусной кислоты:

Логарифмирование этого выражения приводит к следующему результату:

где полные концентрации соответствующих частиц в буферном растворе. Константа диссоциации уксусной кислоты равна табл. 8.1). Это означает, что равновесие диссоциации уксусной кислоты, описываемое

уравнением (7), значительно сдвинуто влево. По этой причине относительный вклад уксусной кислоты в общее количество ионов в буферном растворе невелик. Величина в уравнении (8) почти полностью обусловлена вкладом соли, т.е. ацетата натрия, который полностью диссоциирован на ионы Следовательно,

Поскольку уксусная кислота мало диссоциирована в буферном растворю, концентрация кислоты в равновесной смеси (7) приблизительно совпадает с ее исходной концентрацией в буферном растворе. Это позволяет записать

Подставляя полученные результаты в уравнение (8), получаем

Полученное соотношение называется уравнением Гендерсона для буферного раствора, состоящего из слабой кислоты и ее соли. Его можно использовать для различных вычислений, а именно для вычисления: буферного раствора;

количества кислоты или соли, необходимого для получения буферного раствора с требуемым значением

изменений буферного раствора при добавлении к нему небольших порций кислоты либо основания.

а) Сколько ацетата натрия следует растворить в уксусной кислоты, имеющей концентрацию чтобы получить буферный раствор с

б) Как изменится этого буферного раствора, если к буфера добавить раствора имеющего концентрацию

а) Из уравнения (9) нетрудно найти

По условию и

По данным табл. 8.1 .

Подстановка всех этих значений в полученное уравнение дает

Следовательно,

Это означает, что для получения буферного раствора с следует растворить в уксусной кислоты моль ацетата натрия.

Относительная молярная масса ацетата натрия:

Следовательно, масса моль ацетата натрия составляет

Таким образом, чтобы получить буферный раствор с нужно растворить в уксусной кислоты 1,46 г ацетата натрия.

б) 1 см3 раствора имеющего концентрацию содержит

0,001 моля Он реагирует с образуя Следовательно, концентрация уменьшится на а концентрация возрастет на 0,001 моль/дм3 (небольшим увеличением объема можно пренебречь). Таким образом,

Итак, при добавлении к буферного раствора щелочи должно произойти пренебрежимо малое изменение на величину 0,07.

При рассмотрении буферных растворов, содержащих слабую кислоту, возникает один особый случай. Уравнение Гендерсона показывает, что, когда концентрация соли точно равна концентрации кислоты, буферного раствора совпадает с этой кислоты, т.е.

Например, если 100 см3 раствора с концентрацией 0,1 моль/дм3 добавить к 100 см3 раствора с концентрацией 0,1 моль/дм3, то pH полученного буфера должен быть равен 4,75 при 25 °С.

Буферные растворы, содержащие слабое основание

Буферные растворы с устойчивыми значениями в интервале от 7 до 10 можно получить, смешав какое-либо слабое основание с одной из его солей. Типичным буферным раствором такого типа является раствор аммиака и хлорида аммония. В водном растворе хлорид аммония полностью диссоциирует

Аммиак диссоциирует в воде лишь частично

При добавлении кислоты в этот буферный раствор она нейтрализуется ионами Вследствие этого равновесие (10) смещается вправо. Этот сдвиг поддерживает постоянную концентрацию ионов и, следовательно, постоянный

При добавлении основания равновесие (10) смещается влево, и концентрация ионов ОН поддерживается постоянной. Наличие в буферном растворе хлорида аммония обеспечивает в нем большой запас ионов позволяющий компенсировать влияние добавляемых порций основания.

Уравнение Гендерсона для буферного раствора, содержащего слабое основание и одну из его солей, имеет вид

Применения буферных растворов

Буферные растворы играют важную роль во многих технологических процессах. Они используются, например, при электрохимическом нанесении защитных покрытий, в производстве красителей, фотоматериалов и кожи. Кроме того, буферные растворы широко используются в химическом анализе и для калибровки рН-метров (см. гл. 10).

Многие биологические и другие системы зависят от содержащихся в них буферных растворов, которые поддерживают постоянство pH. Нормальные значения pH для некоторых из таких систем указаны в табл. 8.6. Например, pH крови в организме человека поддерживается в пределах от 7,35 до 7,45, несмотря на то, что содержание диоксида углерода и, следовательно, угольной кислоты в крови может варьировать в широких пределах. Содержащийся в крови буфер представляет собой смесь фосфата, гидрокарбоната и белков. Буферы, состоящие из белков, поддерживают pH слез равным 7,4. В бактериологических исследованиях для поддержания постоянства pH культурных сред, используемых с целью выращивания бактерий, тоже приходится использовать буферные растворы.

Таблица 8.6, Значения pH для некоторых биологических систем и других растворов

Уравнение Гендерсона-Гассельбаха - математическое выражение, характеризующее возможности буферной системы. Уравнение показывает, как зависит кислотно-основное равновесие буферного раствора от свойств компонентов кислотно-основной буферной системы и от количественного соотношения этих компонентов в растворе. Показателем кислотно-основного равновесия в растворе является водородный показатель, pH. Свойство кислоты (её способность распадаться на ионы), как составляющей буферной системы, характеризуется значением константы равновесия, константы диссоциации кислоты, Kа. pK= – lgK Д

Количественная структура (состав) буферной системы может быть оценена в виде отношения соль/кислота. Учитывая сказанное, уравнение Гендерсона-Гассельбаха выглядит следующим образом:

pH = pK+ lg

На величину рН и рОН влияют константа диссоциации и соотношения концентраций компонентов.

18. Буферная ѐмкость. Зона буферного действия.

Интервал рН=рКа±1 называетсязоной буферного действия .

Буферная ёмкость(В) выражается количеством моль-эквивалентов сильной кислоты или щелочи, которое следует добавить к одному литру буфера, чтобы сместить рН на единицу.

В – буферная ёмкость,

nЭ– количество моль-эквивалента сильной кислоты или щелочи,

ΔрН – изменение рН.

На практике буферная ёмкость рассчитывается по формуле:

V – объём кислоты или щелочи,

N – эквивалентная концентрация кислоты или щелочи,

V буф - объём буферного раствора,

Δ рН – изменение рН.

Буферная ёмкость зависит от концентрации электролитов и соотношения компонентов буфера .

19. Количественное определение буферной ёмкости.

Количество кислоты или щелочи, которое нужно добавить к 1 л буферного раствора, чтобы значение его pH изменилось на единицу, называют буферной емкостью

Чем выше исходная концентрация буферной смеси, тем выше ее буферная емкость

20. Буферные системы крови: гидрокарбонатная, фосфатная, гемоглобиновая и протеиновая

Гемоглобиновый буфер Составляет 35 % буферной ёмкости.

Главная буферная система эритроцитов, на долю которой приходится около 75% всей буферной ёмкости крови. Гемоглобиновая буферная система крови играет значительную роль в: дыхании, транспорте кислорода в ткани и в поддержании постоянства рН крови.

Она представлена двумя слабыми кислотами – гемоглобином и оксигемоглобином и сопряженными им основаниями – соответственно гемоглобинат- и оксигемоглобинат-ионами:

HHb ↔ H + + Hb -

HHbO 2 ↔ H + HbO 2 -

Фосфатный буфер

Содержится как в крови, так и в клеточной жидкости других тканей, особенно почек. В клетках он представлен солями

К 2 НРО 4 иКН 2 РО 4 , а в плазме крови и в межклеточной жидкости

Na 2 HPO 4 иNaH 2 PO 4 .

Функционирует в основном в плазме и включает: дигидрофосфат ион и гидрофосфат ион

Н 2 РО 4 - иНРО 4 2-

Эта система играет решающую роль в биологических средах – в клетке, в соках пищеварительных желез, в моче.

Бикарбонатный буфер . Он составляет 53 % буферной ёмкости.

Представлен:

Н 2 СО 3 и NaHCO 3

Бикарбонатный буфер представляет собой основную буферную систему плазмы крови; он является системой быстрого реагирования, так как продукт его взаимодействия с кислотами СО 2 – быстро выводится через легкие.

Белковый буфер Составляет 5 % буферной ёмкости.

Он состоит из белка-кислоты и его соли, образованной сильным основанием.

Pt – COOH - белок-кислота

Pt – COONa – белок-соль

1. При образовании в организме сильных кислот они взаимодействуют с солью белка.

НС1 + Pt-COONa ↔ Pt-COOH + NaCl.

2. При увеличении щелочных продуктов они взаимодействуют с Pt-СООН:

NaOH + Pt-COOH ↔ Pt-COONa + H 2 O

Белок – это амфотерный электролит и поэтому проявляет собственное буферное действие.

Глава 6. ПРОТОЛИТИЧЕСКИЕ БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ

Глава 6. ПРОТОЛИТИЧЕСКИЕ БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ

Изменение любого фактора, могущего влиять на состояние химического равновесия системы веществ, вызывает в ней реакцию, стремящуюся противодействовать производимому изменению.

А. Ле Шателье

6.1. БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ. ОПРЕДЕЛЕНИЕ И ОБЩИЕ ПОЛОЖЕНИЯ ТЕОРИИ БУФЕРНЫХ СИСТЕМ. КЛАССИФИКАЦИЯ БУФЕРНЫХ СИСТЕМ

Системы, поддерживающие протолитический гомеостаз, включают в себя не только физиологические механизмы (легочная и почечная компенсация), но и физико-химическое буферное действие, ионный обмен, диффузию. Поддержание на заданном уровне кислотно-основного равновесия обеспечивается на молекулярном уровне действием буферных систем.

Протолитическими буферными системами называются растворы, сохраняющие постоянное значение pH как при добавлении кислот и щелочей, так и при разведении.

Способность некоторых растворов сохранять неизменной концентрацию ионов водорода получила название буферного действия, которое является основным механизмом протолитического гомеостаза. Буферные растворы - это смеси слабого основания или слабой кислоты и их соли. В буферных растворах главными «действующими» компонентами являются донор и акцептор протонов, согласно теории Брёнстеда, или донор и акцептор электронной пары, согласно теории Льюиса, представляющие собой кислотно-основную пару.

По принадлежности слабого электролита буферной системы к классу кислот или оснований и по типу заряженной частицы они делятся на три типа: кислотный, основной и амфолитный. Раствор, содержащий одну или несколько буферных систем, называется буферным раствором. Буферные растворы можно приготовить двумя способами:

Частичной нейтрализацией слабого электролита сильным электролитом:

Смешиванием растворов слабых электролитов с их солями (или двух солей): CH 3 COOH и CH 3 COONa; NH 3 и NH 4 Cl; NaH 2 PO 4

и Na 2 HPO 4 .

Причина возникновения в растворах нового качества - буферного действия - заключается в совмещении нескольких протолитических равновесий:

Сопряженные кислотно-основные пары B/BH + и A - /HA называют буферными системами.

В соответствии с принципом Ле Шателье добавление в раствор слабой кислоты HB + H 2 O ↔ H 3 O + + B - сильной кислоты или соли, содержащей анионы B - , происходит процесс ионизации, смещающий равновесие влево (эффект общего иона) B - + H 2 O ↔ HB + OH - , а добавление щелочи (OH -) - вправо, так как вследствие реакции нейтрализации уменьшится концентрация ионов гидроксония.

При совмещении двух изолированных равновесий (ионизации кислоты и гидролиза по аниону) оказывается, что процессы, которые в них будут протекать при воздействии одних и тех же внешних факторов (добавлении ионов гидроксония и гидроксид-ионов), разнонаправле-ны. Кроме того, концентрация одного из продуктов каждой из совмещенных реакций влияет на положение равновесия другой реакции.

Протолитическая буферная система представляет собой совмещенное равновесие процессов ионизации и гидролиза.

Уравнение буферной системы выражает зависимость pH буферного раствора от состава буферной системы:

Анализ уравнения показывает, что величина pH буферного раствора зависит от природы веществ, образующих буферную систему, соотношения концентрации компонентов и температуры (так как от нее зависит величина pKa).

Согласно протолитической теории, кислоты, основания и амфоли-ты являются протолитами.

6.2. ТИПЫ БУФЕРНЫХ СИСТЕМ

Буферные системы кислотного типа

Кислотные буферные системы представляют собой смесь слабой кислоты HB (донор протона) и ее соли B - (акцептор протона). Они, как правило, имеют кислую среду (pH <7).

Гидрокарбонатная буферная система (зона буферного действия pH 5,4-7,4) - смесь слабой угольной кислоты H 2 CO 3 (донор протона) и ее соли HCO 3 - (акцептор протона).

Гидрофосфатная буферная система (зона буферного действия pH 6,2-8,2) - смесь слабой кислоты H 2 PO 4 - (донор протона) и ее соли HPO 4 2- (акцептор протона).

Гемоглобиновая буферная система представлена двумя слабыми кислотами (доноры протонов) - гемоглобином HHb и оксигемоглоби-ном HHbO 2 и сопряженными им слабыми основаниями (акцепторами протонов) - соответственно гемоглобинат - Hb - и оксигемоглобинат-анионами HbO 2 - .

Буферные системы основного типа

Основные буферные системы представляют собой смесь слабого основания (акцептор протона) и его соли (донор протона). Они, как правило, имеют щелочную среду (pH >7).

Аммиачная буферная система: смесь слабого основания NH 3 H 2 O (акцептор протона) и его соли - сильного электролита NH 4 + (донор протона). Зона буферного действия при pH 8,2-10,2.

Буферные системы амфолитного типа

Амфолитные буферные системы состоят из смеси двух солей или из соли слабой кислоты и слабого основания, например CH 3 COONH 4 , в котором CH 3 COO - проявляет слабые основные свойства - акцептор протона, а NH 4 + - слабая кислота - донор протона. Биологически значимой буферной системой амфолитного типа является белковая буферная система - (NH 3 +) m -Prot-(CH 3 COO -) n .

Буферные системы можно рассматривать как смесь слабого и силъ-ного электролитов, имеющих одноименные ионы (эффект общего иона). Например, в ацетатном буферном растворе - ацетат-ионы, а в гидрокарбонатном - карбонат-ионы.

6.3. МЕХАНИЗМ ДЕЙСТВИЯ БУФЕРНЫХ РАСТВОРОВ И ОПРЕДЕЛЕНИЕ PH В ЭТИХ РАСТВОРАХ. УРАВНЕНИЕ ГЕНДЕРСОНА-ХАССЕЛЬБАХА

Механизм действия буферных растворов кислотного типа рассмотрим на примере ацетатной буферной системы CH 3 COO - /CH 3 COOH, в основе действия которой лежит кислотно-основное равновесие CH 3 COOH ↔ H + + CH 3 COO - (K И = 1,75 10 -5). Главный источник ацетат-ионов - сильный электролит CH 3 COONa. При добавлении сильной кислоты сопряженное основание CH 3 COO - связывает добавленные катионы водорода, превращаясь в слабую кислоту: CH 3 COO - + + H + ↔ CH 3 COOH (кислотно-основное равновесие смещается влево). Уменьшение концентрации CH 3 COO - уравновешивается повышением концентрации слабой кислоты и указывает на процесс гидролиза. Согласно закону разведения Оствальда, увеличение концентрации кислоты несколько понижает ее степень электролитической диссоциации и кислота практически не ионизирует. Следовательно, в системе: С к увеличивается, С с и α уменьшается, - const, С к /С с увеличивается, где C к - концентрация кислоты, С с - концентрация соли, α - степень электролитической диссоциации.

При добавлении щелочи катионы водорода уксусной кислоты высвобождаются и нейтрализуются добавленными ионами OH - , связываясь в молекулы воды: CH 3 COOH + OH - → CH 3 COO - + H 2 O

(кислотно-основное равновесие смещается вправо). Следовательно, С к увеличивается, С с и α уменьшается, - const, С к /С с уменьшается.

Механизм действия буферных систем основного и амфолитного типов аналогичен. Буферное действие раствора обусловлено смещением кислотно-основного равновесия за счет связывания добавляемых Н + и ОН - ионов компонентами буфера и образования малодиссоции-рующих веществ.

Механизм действия белкового буферного раствора при добавлении кислоты: (NH 3 +) m -Prot-(COO -) n + n H + ↔ (NH 3 +) m -Prot-(COOH) n , при добавлении щелочи - (NH 3 +) m -Prot-(COO -) n + m OH - ↔ (NH 2) m - Prot-(COO -) n + mH 2 O.

При больших концентрациях Н + и ОН - (больше 0,1 моль/л) значительно изменяется соотношение компонентов буферной смеси - С к /С с увеличивается или уменьшается и pH может измениться. Подтверждением этого является уравнение Гендерсона-Хассельбаха, которое устанавливает зависимость [Н + ], К И, α и С к /С с. Уравнение

выводим на примере буферной системы кислотного типа - смеси уксусной кислоты и ее соли СН 3 СОONа. Концентрация ионов водорода в буферном растворе определяется константой ионизации уксусной кислоты:

Уравнение показывает, что концентрация ионов водорода находится в прямой зависимости от К И, α, концентрации кислоты С к и в обратной зависимости от С с и соотношения С к /С с. Логарифмируя обе части уравнения и взяв логарифм со знаком минус, получим уравнение в логарифмической форме:

Уравнение Гендерсона-Хассельбаха для буферных систем основного и амфолитного типов выводится на примере вывода уравнения для буферных систем кислотного типа.

Для буферной системы основного типа, например аммиачной, концентрацию катионов водорода в растворе можно рассчитать, исходя из константы кислотно-основного равновесия сопряженной кислоты

NH4 + :

Уравнение Гендерсона-Хассельбаха для буферных систем основного типа:

Данное уравнение можно представить в виде:

Для фосфатной буферной системы HPO 4 2- /H 2 PO 4 - pH можно рассчитать по уравнению:

где pK 2 - константа диссоциации ортофосфорной кислоты по второй ступени.

6.4. ЕМКОСТЬ БУФЕРНЫХ РАСТВОРОВ И ОПРЕДЕЛЯЮЩИЕ ЕЕ ФАКТОРЫ

Способность растворов поддерживать постоянное значение pH небезгранична. Буферные смеси можно различить по силе оказываемого ими сопротивления по отношению к действию кислот и оснований, вводимых в буферный раствор.

Количество кислоты или щелочи, которое нужно добавить к 1 л буферного раствора, чтобы значение его pH изменилось на единицу, называют буферной емкостью.

Таким образом, буферная емкость является количественной мерой буферного действия раствора. Буферный раствор имеет максимальную буферную емкость при pH = pK кислоты или основания, образующей смесь при соотношении ее компонентов, равном единице. Чем выше исходная концентрация буферной смеси, тем выше ее буферная емкость. Буферная емкость зависит от состава буферного раствора, концентрации и соотношения компонентов.

Нужно уметь правильно выбрать буферную систему. Выбор определяется необходимым интервалом pH. Зона буферного действия определяется силовым показателем кислоты (основания) ±1 ед.

При выборе буферной смеси необходимо учитывать химическую природу ее компонентов, так как вещества раствора, к которым добав-

ляется буферная система, могут образовывать нерастворимые соединения, взаимодействовать с компонентами буферной системы.

6.5. БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ КРОВИ

Кровь содержит 4 основные буферные системы.

1.Гидрокарбонатная. На ее долю приходится 50% емкости. Она работает главным образом в плазме и играет центральную роль в транспорте СО 2 .

2.Белковая. На ее долю приходится 7% емкости.

3.Гемоглобиновая, на нее приходится 35% емкости. Она представлена гемоглобином и оксигемоглобином.

4.Гидрофосфатная буферная система - 5% емкости. Гидрокарбонатная и гемоглобиновая буферные системы выполняют

центральную и чрезвычайно важную роль в транспорте СО 2 и установлении pH. В плазме крови pH 7,4. СО 2 - продукт клеточного метаболизма, выделяющийся в кровь. Диффундирует через мембрану в эритроциты, где реагирует с водой с образованием Н 2 СО 3 . Соотношение устанавливается равным 7, и pH будет 7,25. Кислотность повышается, при этом имеют место реакции:

Образующийся НСО 3 - выходит через мембрану и уносится током крови. В плазме крови при этом pH 7,4. Когда венозная кровь вновь попадает в легкие, гемоглобин реагирует с кислородом с образованием оксигемоглобина, который является более сильной кислотой: ННb + + O 2 ↔ НHbО 2 . pH понижается, так как образуется более сильная кислота, происходит реакция: НHbО 2 + НСО 3 - ↔ HbO 2 - + Н 2 СO 3 . Затем СО 2 выделяется в атмосферу. Таков один из механизмов транспорта СО 2 и О 2 .

Гидратация и дегидратация СО 2 катализируется ферментом карбо-ангидразой, которая имеется в эритроцитах.

Основания также связываются буферным раствором крови и выделяются с мочой, главным образом в виде одно- и двузамещенных фосфатов.

В клиниках всегда определяют резервную щелочность крови.

6.6. ВОПРОСЫ И УПРАЖНЕНИЯ ДЛЯ САМОПРОВЕРКИ ПОДГОТОВЛЕННОСТИ К ЗАНЯТИЯМ И ЭКЗАМЕНАМ

1.При совмещении каких протолитических равновесий растворы будут обладать буферными свойствами?

2.Дать понятие о буферных системах и буферном действии. Каков химизм буферного действия?

3.Основные типы буферных растворов. Механизм их буферного действия и уравнение Гендерсона-Хассельбаха, определяющее pH в буферных системах.

4.Основные буферные системы организма и их взаимосвязь. От чего зависит pH буферных систем?

5.Что называют буферной емкостью буферной системы? Какая из буферных систем крови обладает наибольшей емкостью?

6.Способы получения буферных растворов.

7.Выбор буферных растворов для медико-биологических исследований.

8.Определить, ацидоз или алкалоз наблюдается у больного, если концентрация ионов водорода в крови равна 1,2.10 -7 моль/л?

6.7. ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ

1. Какая из предложенных систем является буферной?

а)HCl и NaCl;

б)H 2 SO 4 и NaHSO 4 ;

в)H 2 CO 3 и NaHCO 3 ;

г)HNO 3 и NaNO 3 ;

д)HClO 4 и NaClO 4 .

2. Для какой из предложенных буферных систем соответствует расчетная формула pH = рК?

а)0,1 М р-р NaH 2 PO 4 и 0,1 М р-р Na 2 HPO 4 ;

б)0,2 М р-р H 2 CO 3 и 0,3 М р-р NaHCO 3 ;

в)0,4 М р-р NH 4 OH и 0,3 М р-р NH 4 Cl;

г)0,5 М р-р СН 3 СООН и 0,8 М р-р CH 3 COONa;

д)0,4 М р-р NaHCO 3 и 0,2 М р-р Н 2 CO 3 .

3. Какая из предложенных буферных систем является бикарбонатной буферной системой?

а) NH 4 OH и NH 4 Cl;

б)Н 2 СО 3 и КНСО 3 ;

в)NaH 2 PO 4 и Na 2 HPO 4 ;

г)СН 3 СOOН и СН 3 СООК;

д)K 2 HPO 4 и КН 2 РО 4 .

4. При каких условиях pH буферной системы равна рК к?

а)когда равны концентрация кислоты и ее соли;

б)когда не равны концентрация кислоты и ее соли;

в)когда соотношение объемов кислоты и ее соли равно 0,5;

г)когда соотношение объемов кислоты и ее соли при одинаковых концентрациях не равно;

д)когда концентрация кислоты больше концентрации соли в 2 раза.

5. Какая из предложенных формул подойдет для расчета [Н+], для системы СН 3 СООН и СН 3 СOOК?

6. Какая из ниже перечисленных смесей входит в состав буферной системы организма?

а)HCl и NaCl;

б)H 2 S и NaHS;

в)NH 4 OH и NH 4 Cl;

г)H 2 CO 3 и NaНСО 3 ;

д)Ba(OH) 2 и BaOHCl.

7. К какому типу кислотно-основных буферных систем относится белковый буфер?

а)слабая кислота и ее анион;

в)анионы 2 кислых солей;

д)ионы и молекулы амфолитов.

8. К какому типу кислотно-основных буферных систем относится аммиачный буфер?

а)слабая кислота и ее анион;

б)анионы кислой и средней соли;

в)анионы 2 кислых солей;

г)слабое основание и его катион;

д)ионы и молекулы амфолитов.

9. К какому типу кислотно-основных буферных систем относится фосфатный буфер?

а)слабая кислота и ее анион;

б)анионы кислой и средней соли;

в)анионы 2 кислых солей;

г)слабое основание и его катион;

д)ионы и молекулы амфолитов.

10. Когда белковая буферная система не является буфером?

а)в изоэлектрической точке;

б)при добавлении щелочи;

в)при добавлении кислоты;

г)в нейтральной среде.

11. Какая из предложенных формул подойдет для расчета [ОН - ] системы: NH 4 OH и NH 4 Cl?

Общая химия: учебник / А. В. Жолнин; под ред. В. А. Попкова, А. В. Жолнина. - 2012. - 400 с.: ил.

Для буферной системы I типа НА/A - концентрацию ионов Н + в растворе легко вычислить, исходя из константы диссоциации слабой кислоты (для простоты изложения вместо активностей ионов в выражении для будем использовать их концентрации):

НA ⇄ A - + H + ;

где С(кислоты) и С(соли) – молярные концентрации кислоты и соли.

Если равенство (3) прологарифмировать (взять отрицательный десятичный логарифм левой и правой частей уравнения), то получим:

где индексом «0» обозначены характеристики исходных растворов кислоты и соли, смешиванием которых получают требуемую буферную смесь.

Для буферной системы II типа В/ВН + , например аммонийной, гидроксидный и водородный показатели вычисляют по уравнениям:

где – показатель константы диссоциации основания.

В общем виде уравнение для расчета pH буферных систем выглядит следующим образом:

,

(7)

и называется уравнениемГендерсона-Гассельбаха .

Из уравнения Гендерсона-Гассельбаха следует, что:

1. Величина рН буферных растворов зависит от константы диссоциации кислоты или основания и от соотношения количеств компонентов, но практически не зависит от разбавления или концент-рирования растворов. Действительно, в этих процессах концентрации компонентов буферного раствора изменяются пропорционально, поэтому их соотношение, которое определяет значение рН буферного раствора, остается неизменным.

Если концентрации компонентов буферных растворов превы-шают 0,1 моль/л, то в расчетах необходимо учитывать коэффициенты активности ионов системы.

2. Показатель константы диссоциации слабого электролита опре-деляет область буферного действия раствора, т.е. тот интервал значе-ний водородного показателя, в котором сохраняются буферные свой-ства системы. Поскольку буферное действие продолжается, пока не израсходовано 90% компонента (т.е. его концентрация не уменьши-лась на порядок), то область (зона) буферного действия отличается от на 1 единицу:

Амфолиты могут иметь несколько зон буферного действия, каждая из которых отвечает соответствующей константе :

.

Таким образом, максимально допустимое соотношение компонентов раствора, при котором он проявляет буферное действие, составляет 10:1.

Пример 1. Можно ли приготовить ацетатный буфер с рН = 6,5, если уксусной кислоты равен 4,74?

Поскольку зона буферного действия определяется как , для ацетатного буфера она находится в интервале значений рН от 3,74 до 5,74. Значение рН = 6,5 лежит за пределами зоны действия ацетатного буфера, поэтому на основе ацетатной буферной системы такой буфер приготовить нельзя.

Буферная емкость.

Прибавлять кислоту или щелочь, существенно не меняя рН буферного раствора, можно лишь в относительно небольших коли-чествах, так как способность буферных растворов сохранять постоян-ство рН ограничена.

Величина, характеризующая способность буферного раствора противодействовать смещению реакции среды при добавлении кислот и щелочей, называется буферной емкостью (В). Различают буферную емкость по кислоте () и по щелочи ().

Буферная емкость (В) измеряется количеством кислоты или щелочи (моль или ммоль эквивалента), добавление которого к 1 л буферного раствора изменяет рН на единицу.

На практике буферную емкость определяют титрованием. Для этого определенный объем буферного раствора титруют сильной кислотой или щелочью известной концентрации до достижения точки эквивалентности. Титрование проводят в присутствии кислотно-основных индикаторов, при правильном выборе которых фиксируют состояние, когда компонент буферной системы прореагирует полностью. По полученным результатам рассчитывают величину буферной емкости ( или ):

	(8)
	(9)

где С( к-ты) , С( щел) - молярные концентрации эквивалента кислоты и щелочи (моль/л);

V(к-ты), V(щел) - объемы добавленных растворов кислоты или щелочи (л; мл);

V(буфера) - объем буферного раствора (л; мл);

pH 0 и pH - значения рН буферного раствора до и после титрования кислотой или щелочью (изменение рН берется по абсолютной величине).

Буферную емкость выражают в [моль/л] или в [ммоль/л].

Буферная емкость зависит от ряда факторов:

1. Чем больше абсолютное содержание компонентов пары основание/сопряженная кислота, тем выше буферная емкость буфер-ного раствора.

Буферная емкость зависит от соотношения количеств компо-нентов буферного раствора, а следовательно, и от рН буфера. Буфер-ная емкость максимальна при равных количествах компонентов бу-ферной системы и уменьшается с отклонением от этого соотношения.

3. При различном содержании компонентов буферные емкости раствора по кислоте и по щелочи отличаются. Так, в буферном растворе I типа чем больше содержание кислоты, тем больше буферная емкость по щелочи, а чем больше содержание соли, тем больше буферная емкость по кислоте. В буферном растворе II типа чем больше содержание соли, тем больше буферная емкость по щелочи, а чем больше содержание основания, тем больше буферная емкость по кислоте.