Кислотно-основное равновесие. Водородный показатель рН. Буферные растворы. Буферные системы крови

З А Н Я Т И Е N 7

ТЕМА: Кислотно-основное равновесие.

Водородный показатель рН.

Буферные растворы. Буферные системы крови

ОСНОВНЫЕ ВОПРОСЫ ТЕМЫ:

1. Кислотно-основное равновесие в растворах.

2. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель и методы его определения.

3. Буферные системы: определение, классификация и механизм действия. Расчет буферных систем.

4. Определение буферной емкости системы. От каких факторов она зависит?

5. Буферные системы крови. Механизм кислотно-щелочного равновесия в организме человека.

ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ КИСЛОТНО-ОСНОВНОГО РАВНОВЕСИЯ

Согласно ионной теории КИСЛОТЫ – соединения, которые при электролитической диссоциации в водном растворе образуют ионы водорода Н+:

НАи ↔ Н+ + Аи¯

ОСНОВАНИЯ – соединения, которые при электролитической диссоциации в водном растворе образуют ионы гидроксила ОН¯:

KtОН ↔ Kt+ + ОН-

Рассматривая кислотно-основные равновесия в водных растворах в дальнейшем будем считать их приближающимися к идеальным растворам, т. е. активностью ионов пренебрегаем (а → с).

Тогда в соответствии с законом действующих масс:

(1)

(2)

Вода проявляет как слабые кислотные, так и основные свойства (амфолит): Н2О ↔ Н+ + ОН¯, тогда

(3)

При 25оС К(Н2О) = 1,8.10ˉ16 (может быть вычислен по электропроводности воды). Можно считать, что С (Н2О) – величина постоянная и равна 55,58 моль/л. Следовательно:

КН2О. [Н2О] = 1,8.10ˉ16 . 55,58 = 10ˉ14

Обозначим К(Н2О) [Н2О] = КW, где КW – ионное произведение воды – величина постоянная при данной температуре не только для чистой воды, но и для разбавленных водных растворов любых веществ.

КW = [Н+] · [ОН¯] = 10ˉ14 (при 25оС) (4)

КW дает возможность рассчитать концентрацию Н+ при известной концентрации ОНˉ и наоборот.

Для чистой воды (среда нейтральная):

 

[Н+] = [ОН¯] = = 10ˉ7 моль/л

Если [Н+] выше 10-7 моль/л, а [ОН¯], соответственно, ниже, то среда кислая и наоборот.

При расчетах [Н+] удобнее выражать через ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ рН - отрицательный десятичный логарифм молярной концентрации ионов водорода в растворе: рН = –lg [Н+],

соответственно, рОН = – lg[ОН¯] и рН + рОН =

Величиной рН пользуются для характеристики разбавленных водных растворов. рН < 7 – среда кислая; рН = 7 – нейтральная; рН > 7 – щелочная.

Для приблизительного определения рН среды служат кислотно-основные ИНДИКАТОРЫ – слабые органические кислоты или основания, ионные и молекулярные формы которых имеют различную окраску, указывающую на рН среды. Например, в растворе индикатора метилового оранжевого устанавливается равновесие:

НInd ↔ Н+ + Ind

красный желтый

смещающееся в зависимости от рН среды.

Универсальный индикатор – это смесь нескольких индикаторов, интервал перехода окраски которых охватывают шкалу рН от 1 до 14. Точность определения рН не превышает 0,5 единиц рН.

БУФЕРНЫМИ называют растворы, поддерживающие определенную концентрацию ионов водорода (рН) при разбавлении и незначительно изменяющие ее при добавлении небольших количеств сильных кислот или щелочей. К ним относятся:

1. Растворы, содержащие слабую кислоту и соль этой кислоты и сильного основания (СН3СООН + СН3СООNa);

2. Растворы, содержащие слабое основание и соль этого основания и сильной кислоты (NH4OH + NH4Cl);

3. Растворы, содержащие смесь солей слабых многоосновных кислот (Na2HPO4 + NaH2PO4);

4. Растворы, содержащие смесь средней гидролизующейся соли и кислой соли этой же кислоты (NaHCO3 + Na2CO3).

Расчет рН буферного раствора производят по формулам:

– для буферной смеси, образованной слабой одноосновной кислотой и ее солью (6)

– для буферной смеси, образованной слабым однокислотным основанием и его солью (7)

Покажем, что буферная смесь, например, СН3СООН + СН3СООNa, обладает способностью в определенных пределах поддерживать постоянным рН раствора.

При прибавлении щелочи произойдет реакция:

СH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O,

при этом происходит связывание ионов ОН¯.

При добавлении кислоты протекает реакция:

HCl + CH3COONa → CH3COOH + NaCl,

т. е. происходит связывание ионов Н+.

рН буферного раствора зависит от соотношения концентраций соли и кислоты. Изменяя это отношение можно получить буферный ряд, т. е. серию растворов с последовательно меняющейся величиной рН.

БУФЕРНОЙ ЕМКОСТЬЮ называется количество вещества эквивалента сильной кислоты или щелочи (моль), необходимое для смещения рН 1 л буферного раствора на одну единицу.

,

где Δ b – количество добавленной щелочи или кислоты;

рН0 – водородный показатель исходного буферного раствора;

рН1 – водородный показатель буферного раствора после прибавления сильной кислоты или щелочи.

Буферная емкость раствора тем выше, чем больше концентрации компонентов и чем меньше эти концентрации различаются между собой.

Разбавление раствора не влияет на изменение рН, но сильно влияет на величину буферной емкости.

Поддержание постоянного уровня рН в крови и тканевых жидкостях достигается благодаря наличию нескольких буферных систем. Важнейшие из них:

1. Гидрокарбонатная буферная система характеризуется равновесием молекул слабой угольной кислоты с образующимися при ее диссоциации гидрокарбонат-ионами:

НСО3¯ + Н+ ↔ Н2СО3 (1а)

НСО3¯ + Н2О ↔ Н2СО3 + ОН¯ (1б)

В организме угольная кислота образуется при гидратации СО2 – продукта окисления органических веществ:

СО2 + Н2О ↔ Н2СО3

Процесс ускоряется ферментом карбоангидразой.

2. Фосфатная буферная система характеризуется равновесием:

HPO42ˉ + H+ ↔ H2PO4¯ (2а)

НРО42ˉ + Н2О ↔ Н2РО4¯ + ОН¯ (2б)

3. Буферная система оксигемоглобин-гемоглобин, на долю которой приходится приблизительно 75% емкости крови, характеризуется равновесием между ионами гемоглобина Нb¯ и самим гемоглобином ННb (очень слабая кислота, КННb = 6,3.10ˉ9; рКННb = 8,2):

Нв - + Н + ↔ ННb (3а)

Нb¯ + Н2О ↔ ННb + ОН¯, (3б)

а также между ионами оксигемоглобина НbО2¯ и самим оксигемоглобином ННbО2 (более сильная кислота, чем ННb кислота – К (ННbО2) = 1,12.10ˉ7, рК (ННbО2) = 6,95):

НbО2¯ + Н+ ↔ ННbО2 (3в)

НbО2 + Н2О ↔ ННbО2 + ОН¯ (3г)

Гемоглобин и оксигемоглобин связаны равновесием:

ННb + О2 ↔ ННbО2

При поступлении в кровь сильных кислот значительная часть ионов Н+ тотчас же связывается с ионами НСО3¯, НРО42ˉ, Нb¯ и НbО2¯ согласно уравнениям:

NaHCO3 + HCl ↔ H2CO3 + NaCl

Na2HPO4 + HCl ↔ NaH2PO4 + NaCl

КНb + HCl ↔ ННb + KCl

NaHbО2 + HCl ↔ ННbО2 + NaCl

Эти же буферные системы ограничивают возрастание рН при поступлении в кровь щелочей. Ионы гидроксила взаимодействуют со свободными Н2СО3, ННb, ННbО2 и ионами дигидрофосфата по схемам:

H2CO3 + NaOH ↔ NaHCO3 + H2O

NaH2PO4 + NaOH ↔ Na2HPO4 + H2O

HНb + NaOH ↔ NaНb + Н2О

ННbО2 + NaOH ↔ NaНbО2 + Н2О

Таким образом, все буферные системы крови и тканевых жидкостей образуют единую взаимосвязанную систему.

УЧЕБНО-ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКАЯ РАБОТА N 7

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 1

Определение рН биологических жидкостей

потенциометрическим методом

ЗАДАНИЕ 1. Определите приблизительное значение рН предложенных растворов с помощью универсальной индикаторной бумаги, для чего погрузите полоску индикаторной бумаги в исследуемый раствор и сравните окраску со стандартной шкалой. Занесите данные в таблицу 1.

ЗАДАНИЕ 2. Определите значение рН тех же растворов при помощи рН-метра со стеклянным электродом, рассчитайте концентрацию ионов водорода по формуле: [H+] = 10-рН результаты занесите в таблицу.

Таблица 1

Исследуемый раствор	Водопроводная вода	Произвольное подкисление	Произвольное подщелочение	Контрольный раствор
N раствора	1	2	3	4
рН, измеренный универсальной индикаторной бумагой
рН, измеренный потенциометри- ческим методом
Концентрация ионов водорода [Н+]

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2

Приготовление буферных растворов

ЗАДАНИЕ 1. Приготовить ацетатный буферный раствор по прилагаемой схеме.

Таблица 2

Номер буферного раствора	1	2	3
Число мл 0,1 н. СН3СООН Число мл 0,1 н. СН3СООNa	9,9 0,1	5 5	0,1 9,9
рН опытное
рН вычисленное

Определить для каждого буферного раствора рН опытным путем и рассчитать значения рН по формуле N 6, при этом отношение концентраций можно заменить отношением объемов, т. к. в данном случае Сн кислоты и соли одинаковы. Данные внести в таблицу 2.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3

Определение буферной емкости буферной системы

ЗАДАНИЕ 1. Проверить буферное действие приготовленных ацетатных буферных растворов:

а) при разбавлении водой: в две пробирки налить по 2 мл буферного раствора N 2. Затем в первую пробирку добавить 2 мл, а во вторую 4 мл воды. Растворы перемешать и определить рН. Результаты занести в таблицу 3.

Таблица 3

Разведение раствора	Исходный р-р N 2	2 мл раствора N 2 + 2 мл воды	2 мл раствора N 2 + 4 мл воды
рН

б) при добавлении кислоты: налить в одну пробирку 2 мл буферного раствора N 3, а в другую 2 мл воды и определить рН. Затем добавить в обе пробирки по 2 капли 0,1 н. HСl, перемешать и снова определить рН. Результаты занести в таблицу 4.

Таблица 4

Системы	Исходное значение	рН после добавл. HCl
Буферный р-р N 3
Н2О

ЗАДАНИЕ N 2. Определить буферную емкость двух ацетатных буферных растворов по отношению к щелочи. Для этого в колбах составить две буферные смеси из 0,1 н. СН3СООН и 0,1 н. СН3СООNa. Состав одной смеси:

, а другой

Рассчитать первоначальное значение рН каждого буферного раствора по формуле (6).

Титровать каждую смесь 0,1 н. NaOH с индикатором фенолфталеином (1-2 капли) до появления розового окрашивания, которое соответствует рН = 8,5. Буферную емкость рассчитать следующим образом: если на титрование 10 мл буферного раствора пошло А мл щелочи, нормальная концентрация которой Сн, то на титрование одного литра должно пойти:

моль щелочи, тогда ,

где рНо – водородный показатель исследуемой буферной смеси, вычисленный по формуле (6).

ФОРМА ОТЧЕТА:

1. Указать цель работы.

2. Заполнить таблицы.

3. Записать химические уравнения соответствующих реакций.

4. По результатам выполнения каждого задания сделать соответствующие выводы, проанализировав, от каких факторов зависит рН и емкость буферных растворов.

Вспомогательные материалы:

(оснащение занятия)

а) химическая посуда;

б) химические реактивы;

в) таблицы 1-3.

Материалы для контроля усвоения темы:

– тексты контрольных работ;

– лабораторная работа.

ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОПОДГОТОВКИ СТУДЕНТОВ:

1. Принести таблицы десятичных логарифмов и счетные машинки;

2. Слабые электролиты. Степень диссоциации, константа диссоциации.

3. Сильные электролиты. Ионная сила, коэффициент активности, активность.

4. Буферные системы: определение, классификация и механизм действия. Расчет буферных систем.

5. Определение буферной емкости системы. От каких факторов она зависит?

6. Буферные системы крови. Механизм кислотно-щелочного равновесия в организме человека.

Задачи для самостоятельной работы:

1. Константа диссоциации уксусной кислоты равна 1,8.10ˉ5 (25оС). Вычислить степень ее диссоциации в 0,005 М растворе и рН раствора.

2. Рассчитайте ионную силу раствора, активность иона Н+ и рН 0,01 М раствора HCl.

3. Чему равна концентрация гидроксид-ионов в растворе, рН которого равна 10,8?

4. Рассчитайте рН буферного раствора, содержащего 1 л 0,1 моль уксусной кислоты и 0,01 моль ацетата натрия. КД (СН3СОО-) = 1,8.10ˉ5. Как изменится рН при добавлении к 1 л раствора: а) 0,001 моль HCl, б) 0,001 моль NaOH?

МАТЕРИАЛЫ УИРС:

Расчет и экспериментальное определение буферной емкости растворов.

ЛИТЕРАТУРА

ОСНОВНАЯ:

1. Конспект лекций

2. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов, Под. ред. . – М., "Высшая школа", 1993 г., с. 101-118;

3. "Введение в биоорганическую и биофизическую химию", М., 1989, с. 143-160;

ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ:

1. "Химия", Санкт-Петербург, "Спец. литература", 1997, с. 152-178;

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Под ред. и . – М., Высшая школа, 1993 г., с. 42-50.