Klassificering av buffertlösningar

Det finns naturliga och konstgjorda buffertlösningar. En naturlig buffertlösning är blod, som innehåller bikarbonat, fosfat, protein, hemoglobin och sura buffertsystem. En artificiell buffertlösning kan vara en acetatbuffert bestående av CH3COOH.

Buffertlösningar kan ha en sur reaktion (pH< 7) или щелочную (рН > 7). .

Buffertsystem kan vara av fyra typer:

1) Svag syra och dess anjon:

Till exempel: acetatbuffertsystem

CH 3 COONa och CH 3 COOH, verkansområde pH = 3,8 - 5,8.

2) Svag bas och dess katjon:

Till exempel: ammoniakbuffertsystem

NH3 och NH4Cl, verkningsintervall pH = 8,2 - 10,2.

3) Anjoner av sura och medelstora salter:

Till exempel: karbonatbuffertsystem

Na 2 CO 3 och NaHCO 3, verkansområde pH = 9,3 - 11.

4) En blandning av två sura salter:

Till exempel: fosfatbuffertsystem

Na2HP04 och NaH2PO4, verkningsintervall pH = 7,4 - 8.

Verkningsmekanism för buffertlösningar

Låt oss förstå vad egenskaperna hos buffertlösningar baseras på, med hjälp av exemplet på en buffertblandning av ättiksyra och natriumacetat.

1) Spädning med vatten

Ättiksyra är en svag syra dessutom reduceras dess dissociation ytterligare på grund av närvaron av natriumacetat (påverkan av jonen med samma namn). buffertlösning hydroxidtetraborat

Låt oss anta att lösningen i fråga späds med vatten 10 eller 20 gånger. Det verkar som att på grund av en stark minskning av koncentrationen av ättiksyra bör koncentrationen av H + joner minska, men detta händer inte, eftersom med utspädning ökar graden av dissociation av ättiksyra, eftersom koncentrationen av natriumacetat, som undertrycker dissociationen av ättiksyra i denna lösning, minskar. Därför kommer pH-värdet att förbli praktiskt taget oförändrat när det späds med vatten.

2) Tillsätt stark syra

När en liten mängd av en stark syra, såsom saltsyra, tillsätts buffertblandningen, sker reaktionen:

CH3COONa + HCl = NaCl + CH3COOH.

H+-joner som kommer in i lösningen kommer att binda till ättiksyramolekyler med en låg grad av dissociation. Således kommer koncentrationen av H+-joner knappast att öka och lösningens pH kommer praktiskt taget inte att förändras

Om samma mängd syra tillsätts rent vatten kommer alla H+-joner att stanna kvar i lösningen, koncentrationen av vätejoner kommer att öka många gånger och lösningens pH kommer att förändras märkbart. Och väte är som ni vet det vanligaste kemiska elementet.

3) Tillsätt en liten mängd alkali

Alkali tillsatt till buffertblandningen reagerar med ättiksyra:

CH 3 COOH + NaOH = CH 3 COONa + H 2 O.

OH - joner är bundna av H + joner av ättiksyra till odissocierade vattenmolekyler. Men förlusten av dessa joner fylls på som ett resultat av dissociationen av ättiksyramolekyler. Sålunda kommer lösningens pH att förbli praktiskt taget oförändrat efter tillsats av alkali.

Om du tillsätter alkali till rent vatten kommer alla OH - joner att förbli i lösning. Koncentrationen av OH - joner kommer att öka kraftigt, koncentrationen av H + joner kommer att minska i motsvarande grad och lösningens pH kommer att förändras märkbart.

Liknande fenomen observeras när små mängder syror och alkalier tillsätts till andra buffertblandningar.

Mekanism för buffertverkan (med exemplet med ammoniakbuffert)

Låt oss överväga buffertsystemets verkningsmekanism med exemplet på ett ammoniakbuffertsystem: NH 4 OH (NH 3 x H 2 O) + NH 4 C1.

Ammoniumhydroxid är en svag elektrolyt i lösning som delvis dissocierar till joner:

NH4OH<=>NH4 + + OH -

När ammoniumklorid tillsätts till en lösning av ammoniumhydroxid, dissocierar saltet, som en stark elektrolyt, nästan fullständigt till joner NH 4 C1 > NH 4 + + C1 - och undertrycker dissociationen av basen, vars jämvikt skiftar mot omvänd reaktion. Därför C (NH4OH)? C (bas); och C (NH4+)? C (salt).

Om i en buffertlösning C (NH 4 OH) = C (NH 4 Cl), så är pH = 14 - pKosn. = 14 + log 1.8.10-5 = 9.25.

Buffertblandningarnas förmåga att upprätthålla ett nästan konstant pH-värde i en lösning är baserad på det faktum att deras komponenter binder H+ och OH-joner som införs i lösningen eller bildas som ett resultat av reaktionen som sker i denna lösning. När en stark syra tillsätts till en ammoniakbuffertblandning kommer H+-joner att binda till ammoniak- eller ammoniumhydroxidmolekyler snarare än att öka koncentrationen av H+-joner och sänka lösningens pH.

När alkali tillsätts kommer OH - joner att binda NH 4 + joner, vilket bildar en något dissocierad förening, snarare än att höja lösningens pH.

Bufferteffekten upphör så snart en av komponenterna i buffertlösningen (konjugatbas eller konjugatsyra) är helt förbrukad.

För att kvantitativt karakterisera en buffertlösnings förmåga att motstå påverkan av starka syror och baser används ett värde som kallas buffertkapacitet. När koncentrationen av en buffertlösning ökar, ökar dess förmåga att motstå förändringar i pH när syror eller alkalier tillsätts.

Lösningarnas egenskap att hålla pH-värdet inom vissa gränser när små mängder syra eller alkali tillsätts kallas buffertverkan. Lösningar som har en buffrande effekt kallas buffertblandningar.

För titreringsfallet: oxalsyra och kaliumhydroxid, rita titreringskurvan, ange titreringsfallet, titreringshopp, ekvivalenspunkt, använda indikatorer

Titreringshopp: pH = 4-10. Det maximala felet i % är mindre än 0,4.

Indikatorer - tymolftalein, fenolftalein.

Reduktionsmedel, vilka element i det periodiska systemet kan vara reduktionsmedel och varför?

Ett reduktionsmedel är ett ämne som avger elektroner under en reaktion, d.v.s. oxiderar.

Reduktionsmedel kan vara neutrala atomer, negativt laddade icke-metalljoner, positivt laddade metalljoner i ett lägre oxidationstillstånd, komplexa joner och molekyler som innehåller atomer i ett mellanliggande oxidationstillstånd.

Neutrala atomer. Typiska reduktionsmedel är atomer med 1 till 3 elektroner i sin yttre energinivå. Till denna grupp av reduktionsmedel hör metaller, dvs. s-, d- och f-element. Icke-metaller, såsom väte och kol, uppvisar också reducerande egenskaper. I kemiska reaktioner avger de elektroner.

Starka reduktionsmedel är atomer med låg joniseringspotential. Dessa inkluderar atomer av element i de två första huvudundergrupperna av det periodiska systemet av element D.I. Mendeleev (alkali- och jordalkalimetaller), samt Al, Fe, etc.

I huvudundergrupperna i det periodiska systemet ökar neutrala atomers reducerande förmåga med ökande radie hos atomerna. Så, till exempel, i serien Li - Fr, kommer det svagare reduktionsmedlet att vara Li, och det starka reduktionsmedlet kommer att vara Fr, vilket i allmänhet är det starkaste reduktionsmedlet av alla element i det periodiska systemet.

Negativt laddade icke-metalljoner. Negativt laddade joner bildas genom att lägga till en eller flera elektroner till en neutral icke-metallatom:

Så, till exempel, neutrala atomer av svavel och jod, som har 6 och 7 elektroner i sina yttre nivåer, kan lägga till 2 respektive 1 elektron och förvandlas till negativt laddade joner.

Negativt laddade joner är starka reduktionsmedel, eftersom de under lämpliga förhållanden kan ge upp inte bara svagt hållna överskottselektroner, utan också elektroner från deras yttre nivå. Dessutom, ju mer aktiv en icke-metall är som oxidationsmedel, desto svagare är dess reducerande förmåga i tillståndet av en negativ jon. Och vice versa, ju mindre aktiv en icke-metall är som oxidationsmedel, desto mer aktiv är den i negativt jontillstånd som reduktionsmedel.

Den reducerande förmågan hos negativt laddade joner med samma laddning ökar med ökande atomradie. Därför har exempelvis jodjonen i gruppen halogener en större reducerande förmåga än brom- och klorjoner, medan fluor inte uppvisar reducerande egenskaper alls.

Positivt laddade metalljoner i lägsta oxidationstillstånd. Metalljoner i det lägsta oxidationstillståndet bildas av neutrala atomer som ett resultat av förlusten av endast en del av elektronerna från det yttre skalet. Till exempel kan atomer av tenn, krom, järn, koppar och cerium, när de interagerar med andra ämnen, initialt ge upp ett minsta antal elektroner.

Metalljoner i ett lägre oxidationstillstånd kan uppvisa reducerande egenskaper om tillstånd med ett högre oxidationstillstånd är möjliga för dem.

Ordna koefficienterna i OVR-ekvationen med den elektroniska balansmetoden. Ange oxidationsmedlet och reduktionsmedlet.

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 2 O

1 Cr2+6 +3e x 2 Cr2+3 oxidationsmedel

6 Fe +2 - 1е Fe +3 reduktionsmedel

2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5S + 8H2O

2 Mn +7 + 5е Mn +2 oxidationsmedel

5 S -2 - 2е S 0 reduktionsmedel

Biologiska vätskor, vävnader och organ.

Detta uttrycks i ganska konstanta pH-värden av biologiska medier (blod, saliv, magsaft, etc.) och kroppens förmåga att återställa normala pH-värden vid exponering för protoliter. Systemstöd protolytisk homeostas, inkluderar inte bara fysiologiska mekanismer (lung- och njurkompensation), utan även fysikalisk-kemiska: buffrande verkan, jonbyte och diffusion.

Att säkerställa ett konstant pH i blodet och andra organ och vävnader är en av de viktigaste förutsättningarna för kroppens normala existens. Denna bestämmelse uppnås genom närvaron av många regleringssystem i kroppen, varav de viktigaste är buffertsystem. De senare spelar en stor roll för att upprätthålla kärnkomplexet i kroppen.

Dessutom är materialet om detta ämne nödvändigt för att studera efterföljande ämnen i ämnet (potentiometri, egenskaper hos IUD-lösningar etc.) och sådana discipliner som biokemi, mikrobiologi, histologi, hygien, fysiologi, i en läkares praktiska verksamhet när bedöma typen och svårighetsgraden av COR-störningar.

Buffertlösningar kallas lösningar som bibehåller samma pH-värde när de späds ut eller tillsätts med en liten mängd av en stark syra eller bas. Protolytiska buffertlösningar är blandningar av elektrolyter som innehåller joner med samma namn.

Det finns huvudsakligen två typer av protolytiska buffertlösningar:

Surt d.v.s. bestående av en svag syra och ett överskott av dess konjugerade bas (ett salt bildat av en stark bas och en anjon av denna syra). Till exempel: CH 3 COOH och CH 3 COONa - acetatbuffert

CH 3 COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 COO - överskott av konjugerat

syra bas

CH 3 COONa → Na + + CH 3 COO -

Grundläggande sådana, d.v.s. bestående av en svag bas och ett överskott av dess konjugerade syra (d.v.s. ett salt bildat av en stark syra och en katjon av denna bas). Till exempel: NH4OH och NH4Cl - ammoniakbuffert.

NH3 + H2O ↔ OH - + NH4 + överskott av konjugat

syra bas

NH4CI → Cl- + NH4+

Buffertsystemets ekvation beräknas med hjälp av Henderson-Hasselbachs formel:

pH = pK + log, pOH = pK + log,

där pK = -log K D.

C - molär eller ekvivalent elektrolytkoncentration (C = V N)

Verkningsmekanism för buffertlösningar

Låt oss överväga det med exemplet med acetatbuffert: CH3COOH + CH3COONa

Den höga koncentrationen av acetatjoner beror på den fullständiga dissociationen av den starka elektrolyten - natriumacetat, och ättiksyra, i närvaro av anjonen med samma namn, finns i lösning i en nästan icke-joniserad form.

1. När en liten mängd saltsyra tillsätts binder H+-joner till den konjugerade basen CH 3 COO - som finns i lösningen till den svaga elektrolyten CH 3 COOH.

CH 3 COO‾ +H + ↔ CH 3 COOH (1)

Av ekvation (1) framgår det tydligt att den starka syran HC1 ersätts med en ekvivalent mängd av den svaga syran CH 3 COOH. Mängden CH 3 COOH ökar och enligt W. Ostwalds utspädningslag minskar dissociationsgraden. Som ett resultat ökar koncentrationen av H+-joner i bufferten, men mycket lite. pH förblir konstant.

När man tillsätter en syra till en buffert bestäms pH av formeln:

pH = pK + log

2. När en liten mängd alkali tillsätts bufferten reagerar den med CH 3 COOH. Ättiksyramolekyler kommer att reagera med hydroxidjoner för att bilda H 2 O och CH 3 COO ‾:

CH 3 COOH + OH ‾ ↔ CH 3 COO‾ + H 2 O (2)

Som ett resultat ersätts alkalin med en ekvivalent mängd av det svagt basiska saltet CH 3 COONa. Mängden CH 3 COOH minskar och enligt W. Ostwalds utspädningslag ökar dissociationsgraden på grund av den potentiella surheten hos de återstående odissocierade CH 3 COOH-molekylerna. Följaktligen förblir koncentrationen av H+-joner praktiskt taget oförändrad. pH-värdet förblir konstant.

När man tillsätter alkali bestäms pH av formeln:

pH = pK + log

3. Vid spädning av bufferten ändras inte heller pH, eftersom dissociationskonstanten och förhållandet mellan komponenter förblir oförändrade.

Sålunda beror buffertens pH på: dissociationskonstanter och koncentrationsförhållanden för komponenter. Ju högre dessa värden är, desto högre pH har bufferten. Buffertens pH kommer att vara störst när komponentförhållandet är lika med ett.

För att kvantitativt karakterisera bufferten introduceras begreppet buffertkapacitet.

Definition.

I laboratoriepraktiken är det ofta nödvändigt att arbeta med lösningar som har ett visst pH-värde. Sådana lösningar kallas buffertlösningar.

Buffertlösningar– lösningar vars pH förblir praktiskt taget oförändrat när små mängder syror och baser tillsätts eller när de späds ut.

Buffertlösningar kan vara av fyra typer:

1. Svag syra och dess salt. Till exempel acetatbuffertlösning CH3COOH + CH3COONa (pH = 4,7).

2. Svag bas och dess salt. Till exempel en ammoniakbuffertlösning NH4OH + NH4Cl (pH = 9,2).

3. En lösning av två sura salter. Till exempel fosfatbuffertlösning NaH2PO4 + Na2HPO4 (pH=8). I det här fallet spelar saltet rollen som en svag syra.

Aminosyra- och proteinbuffertlösningar.

Handlingsmekanism.

Effekten av buffertlösningar är baserad på det faktum att buffertjoner eller molekyler binder H + eller OH - joner av syror eller alkalier som införs i dem för att bilda svaga elektrolyter. Till exempel, om saltsyra tillsätts till en acetatbuffertlösning CH 3 COOH + CH 3 COONa, kommer reaktionen att ske:

CH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl

CH3COO- + H+ = CH3COOH

CH 3 COO - joner, som interagerar med H + katjoner av saltsyra, bildar molekyler av ättiksyra H + ackumuleras inte i lösningen, därför förändras deras koncentration praktiskt taget inte, och därför ändras inte lösningens pH-värde.

När en alkali (till exempel NaOH) tillsätts till en acetatbuffertlösning inträffar följande reaktion:

CH 3 COOH + NaOH = CH 3 COONa + H 2 O

CH 3 COOH + OH - = CH 3 COO - + H 2 O

H + katjoner av ättiksyra kombineras med OH - alkalijoner för att bilda vatten. Syrakoncentrationen minskar. Istället för de förbrukade H+-katjonerna, som ett resultat av dissociationen av ättiksyra CH 3COOH, återkommer H+-katjoner och deras tidigare koncentration återställs och lösningens pH-värde ändras inte.

Buffertkapacitet.

Varje buffertlösning bibehåller praktiskt taget ett konstant pH endast tills en viss mängd syra eller alkali tillsätts, det vill säga den har en viss buffertkapacitet.

Buffertkapacitet – det är den begränsande mängden (mol) av en stark syra eller alkali som kan tillsättas till 1 liter av en buffertlösning så att dess pH-värde inte ändras med mer än ett.

Förberedelse.

Buffertegenskaperna är mycket svaga om koncentrationen av en komponent skiljer sig 10 gånger eller mer från koncentrationen av den andra. Därför framställs buffertlösningar ofta genom att blanda lösningar med lika koncentrationer av båda komponenterna eller genom att tillsätta en lösning av en komponent lämplig mängd reagens, vilket leder till bildandet av en lika stor koncentration av konjugatformen.

För att framställa en ammoniakbuffertblandning, blanda 100 ml NH 4 Cl-lösning med en massfraktion på 10 % och 100 ml NH 4 OH-lösning med en massfraktion på 10 % och späd den resulterande blandningen med destillerat vatten till 1 liter.

Ansökan.

Buffertlösningar används ofta i kemisk analys och biokemisk analys för att skapa och bibehålla ett visst pH-värde i mediet under reaktioner.

Till exempel separeras Ba2+-joner från Ca2+-joner genom utfällning med dikromatjoner Cr2O72- i närvaro av en acetatbuffertlösning; Vid bestämning av många metallkatjoner med hjälp av Trilon B genom komplexometri används en ammoniakbuffertlösning.

Buffertlösningar säkerställer beständigheten hos biologiska vätskor och vävnader. De viktigaste buffertsystemen i kroppen är hydrokarbonat, hemoglobin, fosfat och protein. Dessutom är funktionen hos alla buffertsystem sammankopplad. Vätejoner som kommer utifrån eller bildas under den metaboliska processen är bundna av en av komponenterna i buffertsystem. Men med vissa sjukdomar kan en förändring av blodets pH-värde inträffa. En förskjutning i blodets pH-värde till det sura området från det normala pH-värdet på 7,4 kallas acidos, till den alkaliska regionen – alkalos. Acidos förekommer vid svåra former av diabetes mellitus, långvarigt fysiskt arbete och inflammatoriska processer. Alkalos kan förekomma i fall av allvarlig njur- eller leversvikt eller andningssvikt.

Kapitel 6. PROTOLYTISKA BUFFERTSYSTEM

Kapitel 6. PROTOLYTISKA BUFFERTSYSTEM

En förändring av någon faktor som kan påverka tillståndet för kemisk jämvikt hos ett system av ämnen orsakar en reaktion i det som försöker motverka den förändring som görs.

A. Le Chatelier

6.1. BUFFERTSYSTEM. DEFINITION OCH ALLMÄNNA BESTÄMMELSER I TEORIN FÖR BUFFERTSYSTEM. KLASSIFICERING AV BUFFERTSYSTEM

System som stöder protolytisk homeostas inkluderar inte bara fysiologiska mekanismer (lung- och njurkompensation), utan även fysikalisk-kemiska bufferteffekter, jonbyte och diffusion. Att bibehålla syra-basbalansen på en given nivå säkerställs på molekylär nivå genom inverkan av buffertsystem.

Protolytiska buffertsystem är lösningar som bibehåller ett konstant pH-värde både vid tillsats av syror och alkalier, och under utspädning.

Förmågan hos vissa lösningar att upprätthålla en konstant koncentration av vätejoner kallas buffertåtgärd, vilket är huvudmekanismen för protolytisk homeostas. Buffertar är blandningar av en svag bas eller svag syra och deras salt. I buffertlösningar är de huvudsakliga "aktiva" komponenterna en protondonator och acceptor, enligt Brønsteds teori, eller en elektronpardonator och -acceptor, enligt Lewis teori, som representerar ett syra-baspar.

Baserat på om buffertsystemets svaga elektrolyt tillhör klassen av syror eller baser och enligt typen av laddad partikel, delas de in i tre typer: sura, basiska och amfolytiska. En lösning som innehåller ett eller flera buffertsystem kallas buffertlösning. Buffertlösningar kan framställas på två sätt:

Partiell neutralisering av en svag elektrolyt med en stark elektrolyt:

Genom att blanda lösningar av svaga elektrolyter med deras salter (eller två salter): CH 3 COOH och CH 3 COONa; NH3 och NH4CI; NaH2PO4

och Na2HPO4.

Anledningen till uppkomsten av en ny kvalitet i lösningar - buffertverkan - är kombinationen av flera protolytiska jämvikter:

Konjugerade syra-baspar B/BH + och A - /HA kallas buffertsystem.

I enlighet med Le Chateliers princip, tillsats av en svag syra HB + H 2 O ↔ H 3 O + + B - en stark syra eller ett salt innehållande anjoner B - till en lösning, sker en joniseringsprocess som förskjuter jämvikten till vänster ( vanlig joneffekt) B - + H 2 O ↔ HB + OH -, och tillsats av alkali (OH -) - till höger, eftersom koncentrationen av hydroniumjoner kommer att minska på grund av neutraliseringsreaktionen.

När man kombinerar två isolerade jämvikter (syrajonisering och anjonhydrolys), visar det sig att de processer som kommer att inträffa i dem under inverkan av samma yttre faktorer (tillsats av hydronium- och hydroxidjoner) är olika riktade. Dessutom påverkar koncentrationen av en av produkterna från var och en av de kombinerade reaktionerna jämviktspositionen för den andra reaktionen.

Det protolytiska buffertsystemet är en kombinerad jämvikt mellan processerna för jonisering och hydrolys.

Buffertsystemets ekvation uttrycker beroendet av buffertlösningens pH på buffertsystemets sammansättning:

Analys av ekvationen visar att buffertlösningens pH-värde beror på arten av de ämnen som bildar buffertsystemet, förhållandet mellan komponenternas koncentrationer och temperatur (eftersom pKa-värdet beror på det).

Enligt den protolytiska teorin är syror, baser och amfolyter protolyter.

6.2. TYPER AV BUFFERTSYSTEM

Buffertsystem av syratyp

Sura buffertsystem är en blandning av en svag syra HB (protondonator) och dess salt B - (protonacceptor). De tenderar att ha en sur miljö (pH<7).

Hydrokarbonatbuffertsystem (buffertzon pH 5,4-7,4) - en blandning av svag kolsyra H 2 CO 3 (protondonator) och dess salt HCO 3 - (protonacceptor).

Vätefosfatbuffertsystem (buffertzon pH 6,2-8,2) - en blandning av svag syra H 2 PO 4 - (protondonator) och dess salt HPO 4 2- (protonacceptor).

Hemoglobinbuffertsystemet representeras av två svaga syror (protondonatorer) - hemoglobin HHb och oxihemoglobin HHbO 2 och deras konjugerade svaga baser (protonacceptorer) - hemoglobinat - Hb - respektive oxyhemoglobinatanjoner HbO 2 -.

Buffertsystem av grundläggande typ

Grundläggande buffertsystem är en blandning av en svag bas (protonacceptor) och dess salt (protondonator). De har vanligtvis en alkalisk miljö (pH >7).

Ammoniakbuffertsystem: en blandning av en svag bas NH 3 H 2 O (protonacceptor) och dess salt - en stark elektrolyt NH 4+ (protondonator). Buffertzon vid pH 8,2-10,2.

Buffertsystem av amfolyttyp

Amfolytiska buffertsystem består av en blandning av två salter eller ett salt av en svag syra och en svag bas, till exempel CH 3 COONH 4, där CH 3 COO - uppvisar svaga basegenskaper - en protonacceptor, och NH 4 + - en svag syra - en protondonator. Ett biologiskt signifikant buffertsystem av amfolyttyp är proteinbuffertsystemet - (NH3+)m-Prot-(CH3COO-)n.

Buffertsystem kan betraktas som en blandning av svaga och starka elektrolyter med joner med samma namn (vanlig joneffekt). Till exempel, i en acetatbuffertlösning finns det acetatjoner och i en kolkarbonatlösning finns det karbonatjoner.

6.3. VERKNINGSMEKANISM FÖR BUFFERTLÖSNINGAR OCH BESTÄMNING AV PH I DESSA LÖSNINGAR. GENDERSON-HASSELBACH EKVATION

Låt oss överväga verkningsmekanismen för buffertlösningar av syratyp med exemplet på acetatbuffertsystemet CH 3 COO - /CH 3 COOH, vars verkan är baserad på syra-bas-jämvikten CH 3 COOH ↔ H + + CH 3 COO - (K И = 1,75 10 - 5). Huvudkällan till acetatjoner är den starka elektrolyten CH 3 COONa. När en stark syra tillsätts binder den konjugerade basen CH 3 COO - de tillsatta vätekatjonerna och förvandlas till en svag syra: CH 3 COO - + + H + ↔ CH 3 COOH (syra-basjämvikten skiftar åt vänster). En minskning av koncentrationen av CH 3 COO - balanseras av en ökning av koncentrationen av en svag syra och indikerar hydrolysprocessen. Enligt Ostwalds utspädningslag minskar en ökning av koncentrationen av en syra något dess grad av elektrolytisk dissociation och syran joniserar praktiskt taget inte. Följaktligen, i systemet: C till ökar, C till och α minskar, - const, C till /C till ökar, där C till är syrakoncentrationen, C är saltkoncentrationen, α är graden av elektrolytisk dissociation.

När alkali tillsätts frigörs vätekatjonerna av ättiksyra och neutraliseras av de tillsatta OH - jonerna och binder till vattenmolekyler: CH 3 COOH + OH - → CH 3 COO - + H 2 O

(syra-basbalansen skiftar åt höger). Följaktligen ökar C k, C c och α minskar, - const, C k / C c minskar.

Verkningsmekanismen för buffertsystem av bas- och amfolyttyperna är liknande. Lösningens buffrande effekt beror på en förskjutning i syra-basbalansen på grund av bindningen av tillsatta H + och OH - joner av buffertkomponenterna och bildningen av lågdissocierande ämnen.

Verkningsmekanismen för en proteinbuffertlösning vid tillsats av syra: (NH 3 +) m -Prot-(COO -) n + nH+ ↔ (NH 3 +) m -Prot-(COOH) n, vid tillsats av alkali - (NH 3 +) m -Prot-(COO -) n + mÅH- ↔ (NH2)m - Prot-(COO-)n + mH2O.

Vid höga koncentrationer av H + och OH - (mer än 0,1 mol/l) ändras förhållandet mellan komponenterna i buffertblandningen avsevärt - C till / C ökar eller minskar och pH kan ändras. Detta bekräftas av Henderson-Hasselbalch ekvation, som fastställer beroendet av [H+], K I, α och C till /Cs. Ekvationen

Vi härleder detta genom att använda exemplet med ett buffertsystem av syratyp - en blandning av ättiksyra och dess salt CH 3 COONa. Koncentrationen av vätejoner i buffertlösningen bestäms av joniseringskonstanten för ättiksyra:

Ekvationen visar att koncentrationen av vätejoner är direkt beroende av KI, α, syrakoncentration Ck och omvänt beroende av Cc och förhållandet C till /Cc. Genom att ta logaritmen för båda sidor av ekvationen och ta logaritmen med ett minustecken, får vi ekvationen i logaritmisk form:

Henderson-Hasselbach-ekvationen för buffertsystem av basiska och amfolytiska typer härleds med användning av exemplet att härleda ekvationen för buffertsystem av syratyp.

För en bastyp av buffertsystem, till exempel ammoniak, kan koncentrationen av vätekatjoner i lösningen beräknas baserat på syra-bas-jämviktskonstanten för konjugatsyran

N.H. 4 + :

Henderson-Hasselbachs ekvation för buffertsystem av grundläggande typ:

Denna ekvation kan representeras som:

För ett fosfatbuffertsystem kan HPO 4 2- /H 2 PO 4 - pH beräknas med hjälp av ekvationen:

där pK2 är dissociationskonstanten för ortofosforsyra i det andra steget.

6.4. KAPACITETEN PÅ BUFFERTLÖSNINGAR OCH FAKTORER SOM BESTÄMMER DESS

Lösningarnas förmåga att hålla ett konstant pH-värde är inte obegränsad. Buffertblandningar kan särskiljas genom styrkan av deras motståndskraft mot verkan av syror och baser som införs i buffertlösningen.

Mängden syra eller alkali som måste tillsättas till 1 liter av en buffertlösning så att dess pH-värde ändras med ett kallas buffertkapacitet.

Buffertkapaciteten är således ett kvantitativt mått på bufferteffekten av en lösning. En buffertlösning har en maximal buffertkapacitet vid pH = pK av syran eller basen som bildar en blandning med ett förhållande av dess komponenter lika med en. Ju högre initial koncentration av buffertblandningen, desto högre buffertkapacitet. Buffertkapaciteten beror på buffertlösningens sammansättning, koncentration och förhållande mellan komponenter.

Du måste kunna välja rätt buffertsystem. Valet bestäms av det erforderliga pH-intervallet. Buffertverkanszonen bestäms av styrkan på syran (bas) ±1 enhet.

När du väljer en buffertblandning är det nödvändigt att ta hänsyn till den kemiska naturen hos dess komponenter, eftersom ämnena i lösningen tillsätts

buffertsystem, kan bilda olösliga föreningar och interagera med komponenterna i buffertsystemet.

6.5. BLODBUFFERINGSSYSTEM

Blodet innehåller 4 huvudsakliga buffertsystem.

1. Kolkarbonat. Den står för 50 % av kapaciteten. Den verkar främst i plasma och spelar en central roll i CO 2 -transport.

2. Protein. Den står för 7 % av kapaciteten.

3. Hemoglobin, det står för 35% av kapaciteten. Det representeras av hemoglobin och oxyhemoglobin.

4. Hydrofosfatbuffertsystem - 5% kapacitet. Kolkarbonat- och hemoglobinbuffertsystem fungerar

en central och oerhört viktig roll i transporten av CO 2 och fastställandet av pH. Blodplasma pH är 7,4. CO 2 är en produkt av cellulär metabolism som släpps ut i blodet. Diffunderar genom membranet till röda blodkroppar, där det reagerar med vatten och bildar H 2 CO 3. Förhållandet är satt till 7 och pH blir 7,25. Surheten ökar, och följande reaktioner äger rum:

Den resulterande HCO 3 - går ut genom membranet och förs bort av blodomloppet. I blodplasma är pH 7,4. När venöst blod återgår till lungorna reagerar hemoglobin med syre och bildar oxyhemoglobin, som är en starkare syra: HHb + + O 2 ↔ HHbO 2. pH sjunker, när en starkare syra bildas sker reaktionen: HHbO 2 + HCO 3 - ↔ HbO 2 - + H 2 CO 3. CO 2 släpps sedan ut i atmosfären. Detta är en av mekanismerna för transport av CO 2 och O 2.

Hydrering och uttorkning av CO 2 katalyseras av enzymet kolsyraanhydras, som finns i röda blodkroppar.

Baser binds också av blodbufferten och utsöndras i urinen, främst i form av mono- och dibasiska fosfater.

På kliniker bestäms alltid reservblods alkalinitet.

6.6. FRÅGOR OCH ÖVNINGAR FÖR ATT SJÄLVTESTA DIN FÖRBEREDELSE FÖR KLASSER OCH EXAMEN

1. När man kombinerar vilka protolytiska jämvikter kommer lösningarna att ha buffrande egenskaper?

2. Ge begreppet buffertsystem och buffertåtgärd. Vad är kemin för buffertverkan?

3. Huvudtyper av buffertlösningar. Mekanismen för deras buffertverkan och Henderson-Hasselbach-ekvationen som bestämmer pH i buffertsystem.

4.Kroppens huvudsakliga buffertsystem och deras relation. Vad beror buffertsystemens pH på?

5. Vad kallas buffertkapaciteten för ett buffertsystem? Vilket blodbuffertsystem har störst kapacitet?

6. Metoder för att erhålla buffertlösningar.

7. Val av buffertlösningar för medicinsk och biologisk forskning.

8. Bestäm om acidos eller alkalos observeras hos en patient om koncentrationen av vätejoner i blodet är 1.2.10 -7 mol/l?

6.7. TESTUPPGIFTER

1. Vilket av de föreslagna systemen är ett buffertsystem?

a) HCl och NaCl;

b) H2SO4 och NaHS04;

c)H 2CO3 och NaHCO3;

d) HNO3 och NaNO3;

e) HClO4 och NaClO4.

2. För vilket av de föreslagna buffertsystemen motsvarar beräkningsformeln pH = pK?

a) 0,1 M lösning NaH2P04 och 0,1 M lösning Na2HPO4;

b) 0,2 M lösning av H2CO3 och 0,3 M lösning av NaHCO3;

c) 0,4 M lösning NH4OH och 0,3 M lösning NH4Cl;

d) 0,5 M lösning CH3COOH och 0,8 M lösning CH3COONa;

e) 0,4 M NaHCO-lösning 3 och 0,2 M lösning H 2 CO 3.

3. Vilket av de föreslagna buffertsystemen är ett bikarbonatbuffertsystem?

a) NH4OH och NH4CI;

b) H2CO3 och KNSO3;

c) NaH2P04 och Na2HPO4;

d) CH3COOH och CH3COOK;

e) K 2 HPO 4 och KH 2 PO 4.

4. Under vilka förhållanden är buffertsystemets pH lika med pK k?

a) när koncentrationerna av syran och dess salt är lika;

b) när koncentrationerna av syran och dess salt inte är lika;

c) när förhållandet mellan volymerna av syra och dess salt är 0,5;

d) när förhållandet mellan volymerna syra och dess salt vid samma koncentrationer inte är lika;

e) när syrakoncentrationen är 2 gånger högre än saltkoncentrationen.

5. Vilken av de föreslagna formlerna är lämplig för att beräkna [H+], för systemet CH 3 COOH och CH 3 SÅ OKEJ?

6. Vilken av följande blandningar ingår i kroppens buffertsystem?

a) HCl och NaCl;

b) H2S och NaHS;

c) NH4OH och NH4CI;

d) H2CO3 och NaHC03;

e) Ba(OH)2 och BaOHCl.

7. Vilken typ av syra-basbuffertsystem är en proteinbuffert?

a) en svag syra och dess anjon;

c) anjoner av 2 sura salter;

e) joner och molekyler av amfolyter.

8. Vilken typ av syra-basbuffertsystem är ammoniakbuffert?

a) en svag syra och dess anjon;

b) anjoner av sura och medelstora salter;

c) anjoner av 2 sura salter;

d) svag bas och dess katjon;

e) joner och molekyler av amfolyter.

9. Vilken typ av syra-basbuffertsystem är fosfatbuffert?

a) en svag syra och dess anjon;

b) anjoner av sura och medelstora salter;

c) anjoner av 2 sura salter;

d) svag bas och dess katjon;

e) joner och molekyler av amfolyter.

10. När är ett proteinbuffertsystem inte en buffert?

a) vid den isoelektriska punkten;

b) vid tillsats av alkali;

c) vid tillsats av syra;

d) i en neutral miljö.

11. Vilken av de föreslagna formlerna är lämpliga för att beräkna [OH - ]-systemet: NH 4 OH och NH 4 Cl?

Allmän kemi: lärobok / A. V. Zholnin; redigerad av V. A. Popkova, A. V. Zholnina. - 2012. - 400 s.: ill.