Klasifikace tlumivých roztoků
Existují přírodní a umělé pufrovací roztoky. Přirozeným roztokem pufru je krev, která obsahuje systémy bikarbonátu, fosfátu, proteinu, hemoglobinu a kyselého pufru. Umělým pufrovacím roztokem může být acetátový pufr sestávající z CH3COOH.
Pufrovací roztoky mohou mít kyselou reakci (pH< 7) или щелочную (рН > 7). .
Vyrovnávací systémy mohou být čtyř typů:
1) Slabá kyselina a její anion:
Například: systém acetátového pufru
CH 3 COONa a CH 3 COOH, rozsah účinku pH = 3,8 - 5,8.
2) Slabá báze a její kation:
Například: čpavkový vyrovnávací systém
NH 3 a NH 4 Cl, rozsah účinku pH = 8,2 - 10,2.
3) Anionty kyseliny a střední soli:
Například: uhličitanový vyrovnávací systém
Na 2 CO 3 a NaHCO 3, rozsah účinku pH = 9,3 - 11.
4) Směs dvou solí kyselin:
Například: fosfátový pufrovací systém
Na 2 HP0 4 a NaH 2 PO 4, rozsah účinku pH = 7,4 - 8.
Mechanismus působení tlumivých roztoků
Pojďme pochopit, na čem jsou založeny vlastnosti pufrovacích roztoků, na příkladu pufrovací směsi kyseliny octové a octanu sodného.
1) Ředění vodou
Kyselina octová je slabá kyselina, navíc se její disociace dále snižuje přítomností octanu sodného (vliv stejnojmenného iontu). tlumivý roztok hydroxid tetraboritan
Předpokládejme, že se dotyčný roztok zředí vodou 10 nebo 20krát. Zdálo by se, že v důsledku silného poklesu koncentrace kyseliny octové by se měla koncentrace iontů H + snížit, ale to se nestane, protože s ředěním se stupeň disociace kyseliny octové zvyšuje, protože koncentrace octanu sodného, který v tomto roztoku potlačuje disociaci kyseliny octové, klesá. Proto při zředění vodou zůstane pH prakticky nezměněno.
2) Přidání silné kyseliny
Když se do směsi pufru přidá malé množství silné kyseliny, jako je kyselina chlorovodíková, dojde k reakci:
CH3COONa + HCl = NaCl + CH3COOH.
H + ionty vstupující do roztoku se budou vázat na molekuly kyseliny octové s nízkým stupněm disociace. Koncentrace iontů H+ se tedy téměř nezvýší a pH roztoku se prakticky nezmění
Pokud se do čisté vody přidá stejné množství kyseliny, všechny ionty H + zůstanou v roztoku, koncentrace vodíkových iontů se mnohonásobně zvýší a pH roztoku se znatelně změní. A vodík, jak víte, je nejběžnějším chemickým prvkem.
3) Přidání malého množství alkálie
Alkálie přidané do pufrové směsi reagují s kyselinou octovou:
CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H20.
OH - ionty jsou vázány H + ionty kyseliny octové do nedisociovaných molekul vody. Ztráta těchto iontů je však doplněna v důsledku disociace molekul kyseliny octové. Po přidání alkálie tedy zůstane pH roztoku prakticky nezměněné.
Pokud do čisté vody přidáte zásadu, všechny OH - ionty zůstanou v roztoku. Koncentrace OH - iontů prudce vzroste, koncentrace H + iontů se odpovídajícím způsobem sníží a pH roztoku se znatelně změní.
Podobné jevy jsou pozorovány, když se do jiných směsí pufrů přidávají malá množství kyselin a zásad.
Mechanismus působení pufru (na příkladu pufru s amoniakem)
Uvažujme mechanismus působení pufrovacího systému na příkladu amoniakového pufrového systému: NH 4 OH (NH 3 x H 2 O) + NH 4 C1.
Hydroxid amonný je slabý elektrolyt v roztoku se částečně disociuje na ionty:
NH40H<=>NH 4 + + OH -
Po přidání chloridu amonného do roztoku hydroxidu amonného se sůl jako silný elektrolyt téměř úplně disociuje na ionty NH 4 C1 > NH 4 + + C1 - a potlačí disociaci báze, jejíž rovnováha se posouvá směrem k obrácená reakce. Proto C (NH4OH)? C (báze); a C (NH4+) ? C (sůl).
Jestliže v tlumivém roztoku C (NH 4 OH) = C (NH 4 C1), pak pH = 14 - pKosn. = 14 + log 1,8,10-5 = 9,25.
Schopnost pufrovacích směsí udržovat téměř konstantní hodnotu pH roztoku je založena na skutečnosti, že jejich složky vážou H+ a OH- ionty vložené do roztoku nebo vzniklé v důsledku reakce probíhající v tomto roztoku. Když se do směsi amoniakového pufru přidá silná kyselina, ionty H+ se budou vázat na molekuly amoniaku nebo hydroxidu amonného spíše než ke zvýšení koncentrace iontů H+ a snížení pH roztoku.
Při přidávání alkálie budou ionty OH - vázat ionty NH 4 + a vytvářet mírně disociovanou sloučeninu, spíše než zvyšovat pH roztoku.
Pufrovací účinek zaniká, jakmile je jedna ze složek pufrovacího roztoku (konjugovaná báze nebo konjugovaná kyselina) zcela spotřebována.
Pro kvantitativní charakterizaci schopnosti roztoku pufru odolávat vlivu silných kyselin a zásad se používá hodnota nazývaná pufrovací kapacita. Se zvyšující se koncentrací tlumivého roztoku se zvyšuje jeho schopnost odolávat změnám pH při přidání kyselin nebo zásad.
Vlastnost roztoků udržovat hodnotu pH v určitých mezích, když jsou přidána malá množství kyseliny nebo zásady, se nazývá pufrační účinek. Roztoky, které mají pufrovací účinek, se nazývají pufrové směsi.
Pro případ titrace: kyselina šťavelová a hydroxid draselný, nakreslete titrační křivku, uveďte případ titrace, skok titrace, bod ekvivalence, použité indikátory
Titrační skok: pH = 4-10. Maximální chyba v % je menší než 0,4.
Indikátory - thymolftalein, fenolftalein.
Redukční činidlo, které prvky periodické tabulky prvků mohou být redukčními činidly a proč?
Redukční činidlo je látka, která se při reakci vzdává elektronů, tzn. oxiduje.
Redukčními činidly mohou být neutrální atomy, záporně nabité nekovové ionty, kladně nabité kovové ionty v nižším oxidačním stavu, komplexní ionty a molekuly obsahující atomy ve středním oxidačním stavu.
Neutrální atomy. Typickými redukčními činidly jsou atomy s 1 až 3 elektrony ve své vnější energetické hladině. Do této skupiny redukčních činidel patří kovy, tzn. s-, d- a f-prvky. Nekovy, jako je vodík a uhlík, také vykazují redukční vlastnosti. Při chemických reakcích předávají elektrony.
Silná redukční činidla jsou atomy s nízkým ionizačním potenciálem. Patří sem atomy prvků prvních dvou hlavních podskupin periodického systému prvků D.I. Mendělejev (alkalické kovy a kovy alkalických zemin), stejně jako Al, Fe atd.
V hlavních podskupinách periodického systému roste redukční schopnost neutrálních atomů s rostoucím poloměrem atomů. Takže například v řadě Li - Fr bude slabší redukční činidlo Li a silné redukční činidlo bude Fr, což je obecně nejsilnější redukční činidlo ze všech prvků periodické tabulky.
Záporně nabité nekovové ionty. Záporně nabité ionty vznikají přidáním jednoho nebo více elektronů k neutrálnímu atomu nekovu:
Takže například neutrální atomy síry a jódu, které mají na vnějších úrovních 6 a 7 elektronů, mohou přidat 2 a 1 elektron a přeměnit se na záporně nabité ionty.
Záporně nabité ionty jsou silnými redukčními činidly, protože za vhodných podmínek se mohou vzdát nejen slabě zadržených přebytečných elektronů, ale i elektronů ze své vnější úrovně. Navíc, čím aktivnější je nekov jako oxidační činidlo, tím slabší je jeho redukční schopnost ve stavu záporného iontu. A naopak, čím méně aktivní je nekov jako oxidační činidlo, tím aktivnější je ve stavu záporných iontů jako redukční činidlo.
Redukční schopnost záporně nabitých iontů se stejným nábojem roste s rostoucím atomovým poloměrem. Proto např. ve skupině halogenů má iont jodu větší redukční schopnost než ionty bromu a chloru, zatímco fluor redukční vlastnosti vůbec nevykazuje.
Kladně nabité ionty kovů v nejnižším oxidačním stavu. Kovové ionty v nejnižším oxidačním stavu se tvoří z neutrálních atomů v důsledku ztráty pouze části elektronů z vnějšího obalu. Například atomy cínu, chrómu, železa, mědi a ceru mohou při interakci s jinými látkami zpočátku odevzdat minimální počet elektronů.
Kovové ionty v nižším oxidačním stavu mohou vykazovat redukční vlastnosti, pokud jsou pro ně možné stavy s vyšším oxidačním stavem.
V rovnici OVR uspořádejte koeficienty pomocí metody elektronické rovnováhy. Specifikujte oxidační činidlo a redukční činidlo.
K 2 Cr 2 O 7 + 6FeSO 4 + 7H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + 3Fe 2 (SO 4) 3 + 7H 2O
1 Cr 2 +6 +3e x 2 Cr 2 +3 oxidační činidlo
6 Fe +2 - 1е Fe +3 redukční činidlo
2KMnO4 + 5H2S + 3H2S04 = K2S04 + 2MnSO4 + 5S + 8H20
2 Mn +7 + 5е Mn +2 oxidační činidlo
5 S -2 - 2е S 0 redukční činidlo
Biologické tekutiny, tkáně a orgány.
To je vyjádřeno poměrně konstantními hodnotami pH biologických médií (krev, sliny, žaludeční šťáva atd.) a schopností těla obnovit normální hodnoty pH, když je vystaveno protolitům. Podpora systému protolytická homeostáza, zahrnuje nejen fyziologické mechanismy (plicní a renální kompenzace), ale i fyzikálně chemické: pufrovací působení, iontovou výměnu a difúzi.
Zajištění stálého pH krve a dalších orgánů a tkání je jednou z nejdůležitějších podmínek pro normální existenci organismu. Tohoto opatření je dosaženo přítomností mnoha regulačních systémů v těle, z nichž nejdůležitější jsou nárazníkové systémy. Posledně jmenované hrají hlavní roli při udržování komplexu jádra v těle.
Materiál na toto téma je navíc nezbytný pro studium navazujících témat v předmětu (potenciometrie, vlastnosti roztoků IUD atd.) a takových oborů, jako je biochemie, mikrobiologie, histologie, hygiena, fyziologie, v praktické činnosti lékaře při posouzení typu a závažnosti poruch COR.
Vyrovnávací roztoky jsou nazývány roztoky, které si po zředění nebo přidání malého množství silné kyseliny nebo zásady udrží stejnou hodnotu pH. Protolytické tlumivé roztoky jsou směsi elektrolytů obsahující stejnojmenné ionty.
Existují hlavně dva typy roztoků protolytických pufrů:
Kyselé tj. sestávající ze slabé kyseliny a přebytku její konjugované báze (sůl tvořená silnou bází a aniontem této kyseliny). Například: CH 3 COOH a CH 3 COONa - acetátový pufr
CH 3 COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 COO - přebytek konjug.
kyselá báze
CH 3 COONa → Na + + CH 3 COO -
Ty základní, tzn. sestávající ze slabé zásady a přebytku její konjugované kyseliny (tj. soli tvořené silnou kyselinou a kationtem této zásady). Například: NH 4 OH a NH 4 Cl - amoniakální pufr.
NH 3 + H 2 O ↔ OH - + NH 4 + přebytek konjugátu
kyselá báze
NH4Cl -> Cl- + NH4+
Rovnice nárazníkového systému se vypočítá pomocí Henderson-Hasselbachova vzorce:
pH = pK + log, pOH = pK + log,
kde pK = -log KD.
C - molární nebo ekvivalentní koncentrace elektrolytu (C = V N)
Mechanismus působení tlumivých roztoků
Uvažujme to na příkladu acetátového pufru: CH 3 COOH + CH 3 COONa
Vysoká koncentrace acetátových iontů je způsobena úplnou disociací silného elektrolytu - octanu sodného a kyseliny octové v přítomnosti stejnojmenného aniontu existuje v roztoku v téměř neionizované formě.
1. Po přidání malého množství kyseliny chlorovodíkové se ionty H + navážou na konjugovanou bázi CH 3 COO - přítomnou v roztoku do slabého elektrolytu CH 3 COOH.
CH 3 COO‾ +H + ↔ CH 3 COOH (1)
Z rovnice (1) je zřejmé, že silná kyselina HC1 je nahrazena ekvivalentním množstvím slabé kyseliny CH3COOH. Množství CH 3 COOH se zvyšuje a podle zřeďovacího zákona W. Ostwalda se stupeň disociace snižuje. V důsledku toho se koncentrace iontů H + v pufru zvyšuje, ale velmi mírně. pH zůstává konstantní.
Při přidávání kyseliny do pufru se pH určuje podle vzorce:
pH = pK + log
2. Když se do pufru přidá malé množství alkálie, reaguje s CH 3 COOH. Molekuly kyseliny octové budou reagovat s hydroxidovými ionty za vzniku H 2 O a CH 3 COO ‾:
CH 3 COOH + OH ‾ ↔ CH 3 COO‾ + H 2 O (2)
V důsledku toho je alkálie nahrazena ekvivalentním množstvím slabě bazické soli CH3COONa. Množství CH 3 COOH klesá a podle zřeďovacího zákona W. Ostwalda se stupeň disociace zvyšuje v důsledku potenciální kyselosti zbývajících nedisociovaných molekul CH 3 COOH. V důsledku toho zůstává koncentrace iontů H + prakticky nezměněna. pH zůstává konstantní.
Při přidávání alkálie se pH určuje podle vzorce:
pH = pK + log
3. Při ředění pufru se pH také nemění, protože disociační konstanta a poměr složek zůstávají nezměněny.
pH pufru tedy závisí na: disociační konstanty a koncentrační poměry složek. Čím vyšší jsou tyto hodnoty, tím vyšší je pH pufru. Hodnota pH pufru bude nejvyšší, když je poměr složek roven jedné.
Pro kvantitativní charakterizaci vyrovnávací paměti je zaveden pojem vyrovnávací kapacita.
Definice.
V laboratorní praxi je často nutné pracovat s roztoky, které mají určitou hodnotu pH. Takové roztoky se nazývají pufrovací roztoky.
Vyrovnávací roztoky– roztoky, jejichž pH zůstává prakticky nezměněno, když se k nim přidá malá množství kyselin a zásad nebo když se zředí.
Vyrovnávací řešení mohou být čtyř typů:
1. Slabá kyselina a její sůl. Například roztok acetátového pufru CH 3 COOH + CH 3 COONa (pH = 4,7).
2. Slabá zásada a její sůl. Například roztok amoniakového pufru NH 4 OH + NH 4 Cl (pH = 9,2).
3. Roztok dvou solí kyselin. Například roztok fosfátového pufru NaH2P04 + Na2HP04 (pH=8). V tomto případě hraje sůl roli slabé kyseliny.
Aminokyselinové a proteinové pufrové roztoky.
Mechanismus působení.
Působení pufrovacích roztoků je založeno na skutečnosti, že pufrové ionty nebo molekuly vážou do nich vnesené ionty H + nebo OH - kyselin nebo zásad za vzniku slabých elektrolytů. Pokud se například přidá kyselina chlorovodíková do roztoku acetátového pufru CH 3 COOH + CH 3 COONa, dojde k reakci:
CH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl
CH3COO- + H+ = CH3COOH
Ionty CH 3 COO -, interagující s kationty H + kyseliny chlorovodíkové, tvoří molekuly kyseliny octové H + se v roztoku nehromadí, proto se jejich koncentrace prakticky nemění, a proto se nemění hodnota pH roztoku.
Když se do roztoku acetátového pufru přidá alkálie (například NaOH), dojde k následující reakci:
CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H20
CH3COOH + OH- = CH3COO- + H20
H + kationty kyseliny octové se spojují s OH - alkalickými ionty za vzniku vody. Koncentrace kyseliny klesá. Místo vyčerpaných kationtů H + se v důsledku disociace kyseliny octové CH 3 COOH znovu objeví kationty H + a obnoví se jejich předchozí koncentrace a hodnota pH roztoku se nemění.
Kapacita vyrovnávací paměti.
Jakýkoli tlumivý roztok prakticky udržuje konstantní pH pouze do doby, než se přidá určité množství kyseliny nebo zásady, to znamená, že má určitou vyrovnávací kapacita.
Kapacita vyrovnávací paměti – to je limitní množství (mol) silné kyseliny nebo zásady, které lze přidat do 1 litru tlumivého roztoku tak, aby se jeho pH nezměnilo o více než jednu.
Příprava.
Vlastnosti pufru jsou velmi slabé, pokud se koncentrace jedné složky 10krát nebo více liší od koncentrace druhé. Proto se roztoky pufrů často připravují smícháním roztoků o stejných koncentracích obou složek nebo přidáním vhodného množství činidla k roztoku jedné složky, což vede k vytvoření stejné koncentrace konjugované formy.
Pro přípravu čpavkové pufrové směsi smíchejte 100 ml roztoku NH 4 Cl o hmotnostním zlomku 10 % a 100 ml roztoku NH 4 OH s hmotnostním zlomkem 10 % a výslednou směs zřeďte destilovanou vodou na 1 litr.
Aplikace.
Pufrovací roztoky jsou široce používány v chemické analýze a biochemické analýze k vytvoření a udržení určité hodnoty pH média během reakcí.
Například ionty Ba 2+ se oddělují od iontů Ca 2+ srážením dichromanovými ionty Cr 2 O 7 2- v přítomnosti roztoku acetátového pufru; Při stanovení mnoha kationtů kovů pomocí Trilonu B komplexometrií se používá roztok amoniakového pufru.
Tlumivé roztoky zajišťují stálost biologických tekutin a tkání. Hlavními pufrovacími systémy v těle jsou hydrokarbonát, hemoglobin, fosfát a protein. Působení všech vyrovnávacích systémů je navíc propojeno. Vodíkové ionty přicházející zvenčí nebo vzniklé během metabolického procesu jsou vázány jednou ze složek pufrovacích systémů. U některých onemocnění však může dojít ke změně hodnoty pH krve. Posun hodnoty pH krve do kyselé oblasti z normální hodnoty pH 7,4 se nazývá acidóza do alkalické oblasti – alkalóza. Acidóza se vyskytuje u těžkých forem diabetes mellitus, prodloužené fyzické práce a zánětlivých procesů. Alkalóza se může objevit v případech těžkého selhání ledvin nebo jater nebo respiračního selhání.
Kapitola 6. PROTOLYTICKÉ VYROVNÁVACÍ SYSTÉMY
Kapitola 6. PROTOLYTICKÉ VYROVNÁVACÍ SYSTÉMY
Změna jakéhokoli faktoru, který může ovlivnit stav chemické rovnováhy soustavy látek, v ní vyvolá reakci, která se snaží působit proti provedené změně.
A. Le Chatelier
6.1. VYROVNÁVACÍ SYSTÉMY. DEFINICE A OBECNÁ USTANOVENÍ TEORIE NÁRAZNÍKOVÝCH SYSTÉMŮ. KLASIFIKACE NÁRAZNÍKOVÝCH SYSTÉMŮ
Systémy, které podporují protolytickou homeostázu, zahrnují nejen fyziologické mechanismy (pulmonální a renální kompenzace), ale také fyzikálně-chemické pufrovací efekty, iontovou výměnu a difúzi. Udržování acidobazické rovnováhy na dané úrovni je na molekulární úrovni zajištěno působením pufrovacích systémů.
Protolytické pufrové systémy jsou roztoky, které udržují konstantní hodnotu pH jak při přidávání kyselin a zásad, tak i během ředění.
Schopnost některých roztoků udržovat konstantní koncentraci vodíkových iontů se nazývá vyrovnávací akce, což je hlavní mechanismus protolytické homeostázy. Pufry jsou směsi slabé báze nebo slabé kyseliny a jejich soli. V pufrovacích roztocích jsou hlavními „aktivními“ složkami donor a akceptor protonu podle Brønstedovy teorie nebo donor a akceptor elektronového páru podle Lewisovy teorie představující acidobazický pár.
Podle toho, zda slabý elektrolyt pufrovacího systému patří do třídy kyselin nebo zásad a podle typu nabité částice se dělí na tři typy: kyselé, zásadité a amfolytické. Roztok obsahující jeden nebo více pufrovacích systémů se nazývá pufrovací roztok. Roztoky pufrů lze připravit dvěma způsoby:
Částečná neutralizace slabého elektrolytu silným elektrolytem:
Smícháním roztoků slabých elektrolytů s jejich solemi (nebo dvěma solemi): CH 3 COOH a CH 3 COONa; NH3 a NH4CI; NaH2PO4
a Na2HP04.
Důvodem pro vznik nové kvality v roztocích - pufrovací účinek - je kombinace několika protolytických rovnováh:
Konjugované acidobazické páry B/BH + a A - /HA se nazývají pufrové systémy.
V souladu s Le Chatelierovým principem přidáním slabé kyseliny HB + H 2 O ↔ H 3 O + + B - silné kyseliny nebo soli obsahující anionty B - do roztoku dojde k ionizačnímu procesu, který posune rovnováhu doleva ( společný iontový efekt) B - + H 2 O ↔ HB + OH -, a přidání alkálie (OH -) - vpravo, protože v důsledku neutralizační reakce se sníží koncentrace hydroniových iontů.
Při spojení dvou izolovaných rovnováh (kyselá ionizace a aniontová hydrolýza) se ukazuje, že procesy, které v nich budou probíhat pod vlivem stejných vnějších faktorů (přidání hydroniových a hydroxidových iontů), jsou jinak směrovány. Navíc koncentrace jednoho z produktů každé z kombinovaných reakcí ovlivňuje rovnovážnou polohu druhé reakce.
Protolytický pufrový systém je kombinovanou rovnováhou procesů ionizace a hydrolýzy.
Rovnice tlumivého systému vyjadřuje závislost pH tlumivého roztoku na složení tlumivého systému:
Analýza rovnice ukazuje, že hodnota pH tlumivého roztoku závisí na povaze látek tvořících tlumivý systém, poměru koncentrací složek a teplotě (protože na ní závisí hodnota pKa).
Podle protolytické teorie jsou kyseliny, zásady a amfolyty protolyty.
6.2. TYPY VYROVNÁVACÍCH SYSTÉMŮ
Systémy pufrů kyselého typu
Kyselé pufrové systémy jsou směsí slabé kyseliny HB (donor protonu) a její soli B - (akceptor protonu). Mívají kyselé prostředí (pH<7).
Hydrokarbonátový pufrovací systém (pufrová zóna pH 5,4-7,4) - směs slabé kyseliny uhličité H 2 CO 3 (donor protonů) a její soli HCO 3 - (akceptor protonů).
Hydrogenfosfátový pufrovací systém (pufrová zóna pH 6,2-8,2) - směs slabé kyseliny H 2 PO 4 - (donor protonu) a její soli HPO 4 2- (akceptor protonu).
Hemoglobinový pufrový systém představují dvě slabé kyseliny (donory protonů) - hemoglobin HHb a oxyhemoglobin HHbO 2 a jejich konjugované slabé báze (akceptory protonů) - hemoglobinát - Hb - respektive oxyhemoglobinátové anionty HbO 2 -.
Základní typy nárazníkových systémů
Základní pufrové systémy jsou směsí slabé báze (akceptor protonů) a její soli (donor protonu). Obvykle mají alkalické prostředí (pH >7).
Amoniakální pufrovací systém: směs slabé báze NH 3 H 2 O (akceptor protonů) a její soli - silný elektrolyt NH 4 + (donor protonu). Pufrovací zóna při pH 8,2-10,2.
Tlumící systémy amfolytového typu
Amfolytické pufrové systémy se skládají ze směsi dvou solí nebo soli slabé kyseliny a slabé báze, například CH 3 COONH 4, ve které CH 3 COO - vykazuje slabé bazické vlastnosti - akceptor protonů, a NH 4 + - a slabá kyselina - donor protonů. Biologicky významným pufrovacím systémem amfolytového typu je proteinový pufrový systém - (NH 3 +) m -Prot-(CH 3 COO -) n.
Pufrovací systémy lze považovat za směs slabých a silných elektrolytů se stejnojmennými ionty (běžný iontový efekt). Například v roztoku acetátového pufru jsou acetátové ionty a v roztoku hydrokarbonátu jsou uhličitanové ionty.
6.3. MECHANISMUS PŮSOBENÍ PUZROVACÍCH ROZTOKŮ A STANOVENÍ PH V TĚCHTO ROZTOcích. GENDERSON-HASSELBACHOVA ROVNICE
Uvažujme mechanismus účinku tlumivých roztoků kyselého typu na příkladu acetátového tlumivého systému CH 3 COO - /CH 3 COOH, jehož působení je založeno na acidobazické rovnováze CH 3 COOH ↔ H + + CH 3 COO - (K И = 1,75 10 - 5). Hlavním zdrojem acetátových iontů je silný elektrolyt CH 3 COONa. Když je přidána silná kyselina, konjugovaná báze CH 3 COO - váže přidané vodíkové kationty a mění se ve slabou kyselinu: CH 3 COO - + + H + ↔ CH 3 COOH (acidobazická rovnováha se posouvá doleva). Pokles koncentrace CH 3 COO - je vyvážen zvýšením koncentrace slabé kyseliny a indikuje proces hydrolýzy. Podle Ostwaldova zákona ředění zvýšení koncentrace kyseliny mírně snižuje její stupeň elektrolytické disociace a kyselina prakticky neionizuje. Následně v systému: C to se zvyšuje, C to a α klesá, - const, C to /C to se zvyšuje, kde C to je koncentrace kyseliny, C je koncentrace soli, α je stupeň elektrolytické disociace.
Po přidání alkálie se uvolní vodíkové kationty kyseliny octové a neutralizují se přidanými OH - ionty, váží se na molekuly vody: CH 3 COOH + OH - → CH 3 COO - + H 2 O
(acidobazická rovnováha se posouvá doprava). V důsledku toho C k roste, C c a α klesá, - konst, C k / C c klesá.
Mechanismus účinku pufrových systémů bazického a amfolytového typu je podobný. Pufrační účinek roztoku je způsoben posunem acidobazické rovnováhy v důsledku vazby přidaných H + a OH - iontů pufrovacími složkami a tvorbou nízkodisociujících látek.
Mechanismus účinku roztoku proteinového pufru při přidání kyseliny: (NH 3 +) m -Prot-(COO -) n + nH+ ↔ (NH 3 +) m -Prot-(COOH) n, při přidání alkálie - (NH 3 +) m -Prot-(COO -) n + mACH- ↔ (NH2)m-Prot-(COO-)n + mH20.
Při vysokých koncentracích H + a OH - (více než 0,1 mol/l) se poměr složek tlumivé směsi výrazně mění - C až / C se zvyšuje nebo snižuje a může se měnit pH. To potvrzuje Henderson-Hasselbalchova rovnice, který stanoví závislost [H + ], K I, α a C na /C s. Rovnice
To odvodíme na příkladu pufrovacího systému kyselého typu - směsi kyseliny octové a její soli CH 3 COONa. Koncentrace vodíkových iontů v tlumivém roztoku je určena ionizační konstantou kyseliny octové:
Rovnice ukazuje, že koncentrace vodíkových iontů je přímo závislá na KI, α, koncentraci kyseliny Ck a nepřímo závislá na Cc a poměru C k /Cc. Logaritmováním obou stran rovnice a logaritmováním se znaménkem mínus dostaneme rovnici v logaritmickém tvaru:
Henderson-Hasselbachova rovnice pro pufrovací systémy bazického a amfolytického typu je odvozena na příkladu odvození rovnice pro pufrovací systémy kyselého typu.
Pro základní typ pufrovacího systému, například pro amoniak, lze koncentraci vodíkových kationtů v roztoku vypočítat na základě acidobazické rovnovážné konstanty konjugované kyseliny.
N.H. 4 + :
Hendersonova-Hasselbachova rovnice pro nárazníkové systémy základního typu:
Tato rovnice může být reprezentována jako:
Pro fosfátový pufrovací systém HPO 4 2- /H 2 PO 4 - pH lze vypočítat pomocí rovnice:
kde pK2 je disociační konstanta kyseliny ortofosforečné ve druhém kroku.
6.4. KAPACITA NÁRAZNÍKOVÝCH ŘEŠENÍ A FAKTORY URČUJÍCÍ JEHO
Schopnost roztoků udržovat konstantní hodnotu pH není neomezená. Směsi pufrů lze rozlišit podle síly jejich odolnosti vůči působení kyselin a zásad přiváděných do roztoku pufru.
Množství kyseliny nebo zásady, které je nutné přidat do 1 litru pufrovacího roztoku, aby se jeho hodnota pH změnila o jednu, se nazývá pufrovací kapacita.
Kapacita pufru je tedy kvantitativním měřítkem pufračního účinku roztoku. Tlumivý roztok má maximální pufrovací kapacitu při pH = pK kyseliny nebo zásady tvořící směs s poměrem jejích složek rovným jedné. Čím vyšší je počáteční koncentrace pufrovací směsi, tím vyšší je její pufrovací kapacita. Pufrovací kapacita závisí na složení tlumivého roztoku, koncentraci a poměru složek.
Musíte si umět vybrat správný nárazníkový systém. Volba je určena požadovaným rozsahem pH. Zóna pufrovacího účinku je určena silou kyseliny (zásady) ±1 jednotka.
Při výběru pufrovací směsi je nutné vzít v úvahu chemickou povahu jejích složek, protože látky roztoku, do kterého se přidávají
pufrovací systém, může tvořit nerozpustné sloučeniny a interagovat se složkami pufrového systému.
6.5. SYSTÉMY UCHOVÁVÁNÍ KRVE
Krev obsahuje 4 hlavní pufrovací systémy.
1. Hydrokarbonát. Tvoří 50 % kapacity. Působí především v plazmě a hraje ústřední roli v transportu CO 2 .
2. Protein. Tvoří 7 % kapacity.
3. Hemoglobin, tvoří 35 % kapacity. Je reprezentován hemoglobinem a oxyhemoglobinem.
4. Hydrofosfátový pufrovací systém - 5% kapacita. Hydrokarbonátové a hemoglobinové pufrovací systémy fungují
centrální a mimořádně důležitou roli v transportu CO 2 a ustavování pH. pH krevní plazmy je 7,4. CO 2 je produkt buněčného metabolismu uvolňovaný do krve. Difunduje přes membránu do červených krvinek, kde reaguje s vodou za vzniku H2CO3. Poměr je nastaven na 7 a pH bude 7,25. Zvyšuje se kyselost a dochází k následujícím reakcím:
Vzniklý HCO 3 - vystupuje přes membránu a je odváděn krevním řečištěm. V krevní plazmě je pH 7,4. Když se venózní krev vrací do plic, hemoglobin reaguje s kyslíkem za vzniku oxyhemoglobinu, což je silnější kyselina: HHb + + O 2 ↔ HHbO 2. pH klesá, jak se tvoří silnější kyselina, dochází k reakci: HHbO 2 + HCO 3 - ↔ HbO 2 - + H 2 CO 3. CO 2 se pak uvolňuje do atmosféry. Jedná se o jeden z mechanismů pro transport CO 2 a O 2 .
Hydratace a dehydratace CO 2 je katalyzována enzymem karboanhydráza, který se nachází v červených krvinkách.
Báze jsou také vázány krevním pufrem a vylučovány močí, především ve formě mono- a dibazických fosfátů.
Na klinikách se vždy stanovuje rezervní alkalita krve.
6.6. OTÁZKY A CVIČENÍ K SAMOtestování VAŠÍ PŘÍPRAVY NA KURZY A ZKOUŠKY
1. Při kombinaci které protolytické rovnováhy budou mít roztoky pufrační vlastnosti?
2.Uveďte pojem nárazníkové systémy a nárazníkové akce. Jaká je chemie pufračního účinku?
3. Hlavní typy tlumivých roztoků. Mechanismus jejich pufrovacího účinku a Henderson-Hasselbachova rovnice, která určuje pH v pufrovacích systémech.
4.Hlavní nárazníkové systémy těla a jejich vztah. Na čem závisí pH pufrovacích systémů?
5.Co se nazývá vyrovnávací kapacita vyrovnávacího systému? Který krevní pufr má největší kapacitu?
6. Metody získávání tlumivých roztoků.
7. Výběr tlumivých roztoků pro lékařský a biologický výzkum.
8. Určete, zda je u pacienta pozorována acidóza nebo alkalóza, pokud je koncentrace vodíkových iontů v krvi 1.2.10 -7 mol/l?
6.7. TESTOVACÍ ÚKOLY
1. Který z navržených systémů je nárazníkový?
a) HC1 a NaCl;
b)H2S04 a NaHS04;
c)H 2C03 a NaHC03;
d)HN03 a NaN03;
e) HC104 a NaCl04.
2. Pro který z navržených pufrovacích systémů odpovídá výpočtový vzorec pH = pK?
a) 0,1 M roztok NaH2P04 a 0,1 M roztok Na2HP04;
b) 0,2 M roztok H2C03 a 0,3 M roztok NaHC03;
c) 0,4 M roztok NH40H a 0,3 M roztok NH4CI;
d) 0,5M roztok CH3COOH a 0,8M roztok CH3COONa;
e) 0,4 M roztok NaHCO 3 a 0,2M roztok H2CO3.
3. Který z navrhovaných nárazníkových systémů je bikarbonátový nárazníkový systém?
a) NH40H a NH4CI;
b)H2C03 a KNS03;
c) NaH2P04 a Na2HP04;
d) CH3COOH a CH3COOK;
e) K2HP04 a KH2PO4.
4. Za jakých podmínek je pH systému pufrů rovno pK k?
a) když jsou koncentrace kyseliny a její soli stejné;
b) když koncentrace kyseliny a její soli nejsou stejné;
c) když poměr objemů kyseliny a její soli je 0,5;
d) když poměr objemů kyseliny a její soli při stejných koncentracích není stejný;
e) když je koncentrace kyseliny 2krát vyšší než koncentrace soli.
5. Který z navržených vzorců je vhodný pro výpočet [H+], pro soustavu CH 3 COOH a CH 3 TAK DOBŘE?
6. Která z následujících směsí je součástí tlumivého systému těla?
a) HC1 a NaCl;
b)H2S a NaHS;
c) NH40H a NH4CI;
d)H2C03 a NaHC03;
e)Ba(OH)2 a BaOHCI.
7. Jaký typ acidobazického pufrovacího systému je proteinový pufr?
a) slabá kyselina a její anion;
c) anionty 2 solí kyselin;
e) ionty a molekuly amfolytů.
8. Jaký typ acidobazického pufrovacího systému je čpavkový pufr?
a) slabá kyselina a její anion;
b) anionty kyselých a středních solí;
c) anionty 2 solí kyselin;
d) slabá báze a její kation;
e) ionty a molekuly amfolytů.
9. Jaký typ acidobazického pufrovacího systému je fosfátový pufr?
a) slabá kyselina a její anion;
b) anionty kyselých a středních solí;
c) anionty 2 solí kyselin;
d) slabá báze a její kation;
e) ionty a molekuly amfolytů.
10. Kdy proteinový pufrovací systém není pufrem?
a) v izoelektrickém bodě;
b) při přidání alkálie;
c) při přidání kyseliny;
d) v neutrálním prostředí.
11. Který z navržených vzorců je vhodný pro výpočet [OH - ] systému: NH 4 OH a NH 4 Cl?
Obecná chemie: učebnice / A. V. Žolnin; upravil V. A. Popková, A. V. Žolnina. - 2012. - 400 s.: ill.
