Реакции сольволиза и буферные системы

Лекция 4

Реакции сольволиза и буферные системы

Гидролиз солей - это взаимодействие ионов соли с водой с образованием слабого электролита.

Степень гидролиза h - отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных молекул. К примеру:

CH3COONa + H2OCH3COOH + NaOH

CH3COO - + Na+ +H2O CH3COOH + Na+ + OH-

CH3COO - + H2O CH3COOH + OH-

С - h Сh Сh

K= - константа равновесия;

Поскольку [H2O] = 55,5 г/моль - постоянная величина, то имеем Kґ[H2O] = Кг, где Кг - константа гидролиза

Кг =

Кг = . Для многих солей h<<1 и 1 - h » 1.

Отсюда Кг = Сh2 и h = .

Из полученного выражения следует, что степень гидролиза h (то есть гидролиз) увеличивается:

а) с увеличением температуры, так как тогда увеличивается ;

б) с уменьшением , чем слабее кислота͵ образующая соль, тем больше гидролиз;

в) с разбавлением, чем меньше С, тем больше гидролиз.

0

Гидролиз соли - ϶ᴛᴏ обменное взаимодействие ионов соли с молекулами воды, приводящее к увеличению кислотности или щелочности раствора и образованию слабодиссоциируемых соединœений.

Различают четыре случая взаимодействия соли и воды.

1. Соли, образуемые сильной кислотой и слабым основанием.

Соли этого типа при растворении в воде образуют кислый раствор. Примером может служить хлорид аммония NH4Cl. Уравнение реакции гидролиза данной соли имеет вид

NH4Cl + H2O NH4OH + HCl.

В ионной форме уравнение реакции гидролиза имеет вид

NH4+ + H2O NH4OH + H+.

Вследствие связывания ионов ОН - ионами аммония в слабодиссоциирующие молекулы NH4OH, в растворе появляется избыток водородных ионов и раствор становится кислым.

2. Соль образована слабой кислотой и сильным основанием.

Соли этого типа при растворении в воде образуют щелочной раствор. При гидролизе соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, образуется слабая кислота и избыток ионов гидроксила ОН-. Примером может служить гидролиз цианида калия, уравнение реакции имеет вид

KCN + H2O HCN + KOH

или в ионной форме

CN - + H2O HCN + OH-.

3. Соли, образуемые слабыми кислотами и слабыми основаниями. Данные соли почти полностью гидролизуются. Реакция гидролиза таких солей практически необратима. В качестве примера возьмем ацетат аммония CH3COONH4. Уравнение реакции гидролиза данной соли имеет вид

CH3COONH4 + H2O CH3COOH + NH4OH

или в ионной форме

CH3COO - + HN4+ + H2O CH3COOH + NH4OH.

При растворении в воде ион аммония реагирует как кислота͵ а ацетат-ион как основание. По этой причине водный раствор данной соли может быть слабокислым, слабощелочным или нейтральным в зависимости от концентрации ионов Н+, ОН-, образуемых в результате реакции катионов и анионов соли с водой. Это зависит от соотношения между константами диссоциации катиона и аниона.

4. Соль образована сильным основанием и сильной кислотой. К этой группе относятся такие соли как KCl, NaCl, NaNO3. Подобные соли гидролизу не подвергаются и растворы их остаются нейтральными. К примеру,

NaCl + H2O NaOH + HCl.

Фᴀᴋᴎᴍ ᴏϬᴩᴀᴈᴏᴍ, можно утверждать, что в рассмотренных случаях гидролизу подвергаются не всё количество, находящейся в растворе соли, а только часть её. При гидролизе устанавливается равновесием между солью и образующими её кислотой и основанием. Доля вещества, подвергающаяся гидролизу, принято называть степенью гидролиза. Степень гидролиза зависит от константы равновесия, температуры и концентрации соли.

Рассмотрим общее уравнение гидролиза:

MA + H2O HA+MOH (14),

где НА – кислота͵ МОН – основание, МА – соль.

Этому равновесию соответствует константа

(15).

Так как [Н2О]=const, то можно ввести другую константу, равную КС ∙[H2O]. В случае если её обозначить через KГ, то

KГ = КС ∙[H2O].

Из выражения (15) следует, что

(16).

Она принято называть константой гидролиза соли, KГ характеризует способность соли подвергаться гидролизу. Чем больше KГ, тем в большей степени протекает гидролиз.

Можно показать, что для случая соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием

(17).

Из данного выражения можно сделать следующий вывод:

константа гидролиза KГ тем больше, чем меньше константа кислотности кислоты KК, то есть, чем слабее кислота͵ тем в большей степени подвергается гидролизу ее соли.

Важно заметить, что для соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой

(18),

где KО – константа основности основания.

Из данного выражения можно сделать вывод:

чем слабее основание, тем в большей степени подвергается гидролизу, образованные им соли.

Важно заметить, что для солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием:

(19),

где КК, КО – константы гидролиза кислоты и основания.

Рассмотрим гидролиз солей образованных слабой многоосновной кислотой или слабым основанием многоосновного металла. Гидролиз таких солей происходит ступенчато.

К примеру, гидролиз карбоната натрия

1 ступень гидролиза:

Образовавшаяся кислая соль подвергается дальше гидролизу (2 ступень гидролиза).

Константа гидролиза по первой ступени связана со второй константой диссоциации кислоты, а константа гидролиза по 2-й ступени – с первой константой диссоциации кислоты:

.

Так как >, то >.

Из-за этого гидролиз по первой ступени всœегда протекает в большей степени, чем по второй.

Гидролиз солей, образованных слабым основанием многовалентного металла, рассмотрим на примере гидролиза хлорида меди (II). Уравнение гидролиза данной соли имеет вид

1-я ступень

2-я ступень (протекает в очень малой степени).

Как видно из (19), особенно глубоко протекает гидролиз солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием. Реакция растворов солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием, зависит от состояния констант протолиза кислоты и основания. В случае если >, то раствор будет иметь слабокислую реакцию, если >, то раствор будет иметь слабощелочную реакцию.

0

Тема занятия: БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ. Цель занятия. Усвоить представления о составе, класси фикации и механизме действия буферных систем. Научиться применять теоретический материал для расчета рН и буферной емкости буферных систем. Изучить медико-биологическое зна чение буферных систем. После изучения темы студент должен: знать: состав буферных систем; классификацию буферных систем; механизм буферного действия; факторы, влияющие на буферную емкость и рН буферных систем; уметь: выводить формулы для расчета рН буферных систем; рассчитывать буферную емкость; применять теоретический материал к рассмотрению буфер ных систем в биологических объектах. Исходный уровень знаний и умений. 1.Знание теории электролитической диссоциации. 2.Умение пользоваться таблицей логарифмов. 3.Умение рассчитывать рН растворов электролитов. Учебно-целевые вопросы. 1. Граница применяемости рН в водных растворах в зависимости от: температуры; концентрации электролита. 2. Активная, потенциальная и общая кислотность (щелочность) растворов: сильных электролитов; слабых электролитов. 3. Буферные растворы: определение, классификация, число компонентов; вывод формулы рН буферных систем; механизм буферного действия. 4. Свойства буферных систем: влияние на рН соотношения компонентов; влияние на рН разбавления раствора. 5. Буферная емкость: зависимость от абсолютных концентраций компонентов; зависимость от соотношения компонентов; буферная емкость по кислоте и по щелочи. 6. Медико-биологическое значение буферных систем. Задачи. 1. Определить общую и активную щелочность раствора гидроксида бария, если на титрование 15 мл его израсходо - вано 7,5 мл 0,2М соляной кислоты. Ответ: Собщ = 0,1 моль/л, Сакт = 0,2 моль-экв/л 2. Чему равно рН ацетатного буфера, если 1 л его содер жит 0,9 моль-экв уксусной кислоты и 0,6 моль-экв ацетата нат - рия (константа диссоциации уксусной кислоты 1,75-10 -5 )? Ответ: рН = 4,56. 3. Сколько мл 0,2М раствора уксусной кислоты нужно доба - вить к 40 мл 0,1М раствора ацетата натрия, чтобы получить ра - створ с рН 4? Ответ: 110 мл. 4. Рассмотреть, как изменится рН 0,4М ацетатного буфера при добавлении к 1 л этого раствора: а) 0,2 моль-экв гидроксида натрия, б) 0,2 моль-экв соляной кислоты, в) 0,4 моль-экв соляной кислоты. Ответ: а) ДрН = 0,48; б) ДрН = 0,48; в) ДрН = 4,58. 5. Рассчитать величину буферной емкости фосфатного бу ферного раствора, если после добавления 10 мл 0,5М раствора гидроксида натрия к 20 мл этого раствора рН последнего уве личивается с 7,2 до 8,0. Ответ: 0,3125 моль-экв. Темы докладов УИРС. 1. Буферная емкость по кислоте и по щелочи. 2. Области применения буферных систем. БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ Буферными называют растворы, обладающие свойством достаточно стойко сохранять постоянство концентрации водородных ионов при добавле - нии к ним небольших количеств сильной кислоты или щелочи, а также при разбавлении и концентрировании. Сама способность стойко сохранять постоянное значение рН называ - ется буферным действием. Буферные системы позволяют точно регулировать концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов, и, следовательно, делают возможным контроль реакций, зависящих от величины рН. 1. Состав буферных растворов С точки зрения прототолитической теории кислот и оснований Ч. Бренстеда и Т. Лоури (1923 г.) буферное действие растворов обу - словлено наличием кислотно-основного равновесия: В + Н+ → ВН+ основание - сопряженная кислота НА → H + + A - кислота - сопряженное основание Сопряженные кислотно-основные пары В/ВН+ и НА/А - называют буферными системами. Буферные системы могут быть четырех типов: а) слабая кислота и сопряженное с ней основание НА/А - Например, ацетатная буферная система СН3СООН / СН3СОО - . СН3СООН → СН3СОО - + Н + кислота сопряженное основание водородкарбонатная система Н2С03/ НС03 - Н2СО3 → НСО3 -+ Н+ кислота сопряженное основание формиатная система НСООН / НСОО - НСООН → НСОО - + Н+ кислота сопряженное основание б) слабое основание и сопряженная с ним кислота. Например, аммиачная буферная система NH3 · H2O / NH3 NH3+H+ → NH4 + основание сопряженная кислота в) анионы кислой и средней соли или двух кислых солей. Например, карбо - натная буферная система С03 2- /НСО3 2- (в растворе Na2C03/NaHC03) C03 2- + H + → НСО3 2- основание сопряженная кислота фосфатная буферная система Н2Р04 - / НР04 2- Н2РО4 - + Н+ → HPO4 2- кислота сопряженное основание г) ионы и молекулы амфолитов. К ним относят аминокислотные и белковые буферные системы. Если аминокислоты или белки находятся в изоэлектриче - ском состоянии (суммарный заряд молекулы равен нулю), то растворы этих соединений не являются буферными. Они начинают проявлять буферное действие, когда к ним добавляют некоторое количество кислоты или щело - чи. Тогда часть белка (аминокислота) переходит из изоэлектрического состо - яния в форму «белок-кислота» (катионная форма аминокислоты) или в фор - му «белок-основание» (анионная форма аминокислоты): + Н3 N - СН - COOH → Н2 N - СН - COO - I I R R катионная форма анионная форма При этом образуется смесь: слабая «белок-кислота» + соль этой слабой кис - лоты; слабое «белок-основание» - соль этого слабого основания + Н2 N - СН - COO - + Н+ → Н3 N - СН - COOH I I R R основание А - сопряженная кислота НА + Н3 N - СН - COOH → Н2 N - СН - COO - + Н+ I I R R кислота ВН+ сопряженное основание В - 2. Механизм буферного действия Рассмотрим буферное действие ацетатного буфера. В этом растворе со - держатся такие ионы: CH3COOH/CH3COO - РКа снъсоон) =1,8·10 – 5 . CH3COONa → CH3COО - + Na+ Главный источник ацетат-ионов - сильный электролит CH3COONa. Если к этой системе добавить сильную кислоту, то ионы будут взаимо - действовать с анионами соли, образуя слабодиссоциирующую уксусную кис - лоту CH3COONa + HCl → CH 3COOH + NaCl CH3COO - + Н+ → СН3СООH Как видим, сильная кислота заменяется эквивалентным количеством слабой, диссоциация которой в присутствии ацетат-ионов подавлена. В соответствии с законом разведения Оствальда повышение концентрации уксусной кислоты понижает степень ее диссоциации, а в результате этого концентрация ионов Н+ в буфере увеличивается незначительно. При добавлении к буферному раствору щелочи концентрация водородных ионов и рН изменяется также незначительно. Щелочь при этом будет реа - гировать со слабой кислотой по реакции нейтрализации: СН3СООН + NaOH →CH3COONa + Н20 СНъСООН + ОН - → СН3СОО - + Н20 В результате этого добавленная щелочь заменяется эквивалентным коли - чеством слабоосновной слои, в меньшей степени влияющей на реакцию сре - ды. Незначительное изменение рН может происходить за счет гидролиза и уменьшения концентрации уксусной кислоты. В процессе этой реакции расходуется уксусная кислота. Однако активная кислотность смеси (определяется концентрацией ионов водорода) почти не изменяется, так как вместо прореагировавших ионов кислоты (Н+ и СН3СОО - ) за счет потенциальной кислотности (определяется концентрацией недиссо - циированных молекул кислоты) образуются новые ионы Н+ и СН3СОО - . Механизм действия фосфорного буфера аналогичен действию ацетатного буфера. При добавлении к буферу сильной кислоты Na2HP04 +НС1→ NaH2PO4 +NaCl НРО4 2 - + Н + → Н2РО4 - уменьшается количество сопряженного основания, но увеличивается количество слабой кислоты. Если к этой системе добавить щелочь NaH2PO4 + NaOH → Na2HP04 + Н20 Н2Р04 - + NaOH →НРО4 - + Н20 то произойдет уменьшение концентрации слабой кислоты и увеличение ко - личества сопряженного основания. Механизм действия аммиачного буфера заключается в том, что при до - бавлении к буферу сильной кислоты происходит реакция нейтрализации и сильная кислота заменяется эквивалентным слабой сопряженной кислоты: NH4 OH + НC1 → NH4CI + Н20 NH4 OH + Н + →NH4 + + Н20 Концентрация свободных гидроксид-ионов восполняется за счет потен - циальной основности гидроксида аммония. Щелочь, добавленная к буферу, взаимодействует с сопряженной кислотой, в результате чего образуется слабое основание, и рН среды мало изменяется: NH4Cl + NaOH → NH4 OH + NaCl NH4 + + OH - → NH4OH 3. Расчет рН буферных систем В основе расчета рН буферных систем лежит закон действующих масс для кислотно-щелочного равновесия. В состав ацетатного буфера входит слабая уксусная кислота. Кислота ча - стично диссоциирует на ионы СН3СООН → СН3СОО - + Н + К процессу диссоциации слабой уксусной кислоты можно применить закон действующих масс и записать выражение для константы диссоциации: [ ] [ ][ ] 3 3 CH COOH СН СОО H Ка - + ⋅ = Решив это уравнение соотносительно равновесной концентрации ионов во - дорода, получим выражение: [ ] [ ] [CH COOH ] CH COO Н Ка 3 3 - + = откуда следует, что концентрация ионов водорода зависит от константы дис - социации кислоты и соотношения концентраций недиссоциированных мо - лекул кислоты и анионов. В присутствии второго компонента буферного раствора - сильного элек - тролита CH3COONa кислотно-основное равновесие уксусной кислоты сдви - нуто влево. Потому с достаточным приближением можно считать, что кон - центрация недиссоциированных молекул кислоты равна исходной концен - трации соли [ ] CH3COOH = кислота [ ] - СН3СОО = [ ] + Na =[СН3СООNa;] [соль] = [сопряженное основание]. То - гда можно записать: [ ] [ ] [ ] соль кислота H = Ka + или в логарифмическом виде [ ] [ ] 1 [ ] [ ] 1 [ ] [ ] [ ] 1 1 соль кислота pH pKa g соль кислота pH pKa g соль кислота Lg H gKa g = + = - - = - - + (3.1) Уравнение 3.1 называется уравнением Гендерсона-Хассельбаха. По теории Бренстеда-Лоури, анион кислоты является для нее сопряженным основанием. В более общем виде уравнение Гендерсона-Хассельбаха за - писывается так: [ ] [ ] lg кислота сопряженное основание pH = pKa + Для аммиачной буферной системы NH4OH/NHАС1 концентрацию ионов во - дорода можно рассчитать, исходя из константы кислотно-основного равнове - сия: NH4 + ◊ NH3+ H+ [ ] [ ][ ] 4 3 + + = NH NH H Ka Отсюда уравнение Гендерсона-Хассельбаха для расчета рН аммиачного бу - фера: [ ] [ ] lg 4 4 + = + NH NH OH pH pKa (3.2) Уравнение можно представить в следующем виде: ( ) 4 4 4 , lg [ ] [ ] 14 lg Kв NH OH pKв NH OH NH pH = - pKв - = - + Для фосфатной буферной системы уравнение кислотно-основного равно - весия слабой кислоты (дигидрофосфата - иона): [ ] [ ][ ] 2 4 2 4 - - + = H PO HPO H Ka, отсюда [ ] [ ] [ ] 2 4 2 4 - - + = HPO H PO H Ka, [ ] [ ] lg 2 4 2 4 - - = + H PO HPO pH pKa lg ( ) 2 4 - pKa = - Ka H PO 4. Влияние разбавления и концентрирования на рН буферных растворов. Концентрация ионов водорода буферного раствора зависит от константа дис - социации слабого электролита и соотношения концентраций кислоты и соли: [ ] [ ] [ ] соль кислота H = Ka + Если буферный раствор разбавить в 10-20 раз, то заметного изменения рН не наблюдается, так как при разбавлении или концентрировании одновременно изменяется концентрация обоих компонентов, а их соотношение остается та - ким же, например: [ ] 10 [ ] 10 [ ] соль кислота H = Ka + ; 10[ ] 10[ ] [ ] соль кислота H = Ka + Конечно, некоторое изменение рН происходит, поскольку с уменьшением концентрации, увеличивается степень диссоциации слабой кислоты, а умень - шение концентрации слои также изменяет степень гидролиза. Однако это из - менение весьма незначительно. 5. Буферная емкость Способность буферных систем поддерживать постоянное значение рН не яв - ляется беспредельной, она ограничена. Этот предел характеризуется буфер - ной емкостью. Буферная емкость В - это количество вещества эквивалента сильной кислоты или сильного основания, которое следует добавить к 1 л буферного раствора, чтобы изменить его рН на единицу. Буферная емкость по кислоте (моль/л): ( ) ( ) ( ) 1 ( ) ) 1 ( 1 2 pH pH v буфера HA v B z с pH v буфера HA z n Ba - ⋅ ⎟⋅ ⎠ ⎞ ⎜ ⎝ ⎛ = Δ ⋅ = Буферная емкость по щелочи (моль/л):М ( ) ( ) ( ) 1 ( ) ) 1 ( 1 2 pH pH v буфера B v B z с pH v буфера B z n Ba - ⋅ ⎟⋅ ⎠ ⎞ ⎜ ⎝ ⎛ = Δ ⋅ = где V(HA), V(B) - объемы добавленных кислоты НА или щелочи В, л; ) 1 ( HA z n, ) 1 ( B z n - количество эквивалента кислоты или щелочи, моль; ⎟ ⎠ ⎞ ⎜ ⎝ ⎛ HA z с 1 , ⎟ ⎠ ⎞ ⎜ ⎝ ⎛ B z с 1 - молярная концентрация эквивалента кислоты или щелочи, моль/л; 1 2 pH, pH - значение рН буферного раствора до и после добавления кислоты или щелочи; ( ) pH1 - pH2 - разность рН по модулю v(буфера) - объем буферного раствора, л. Буферная емкость зависит от ряда факторов: 1. Чем выше концентрация компонентов буферного раствора, тем выше бу - ферная емкость: [ ] [ ] [ ] соль кислота H = Ka + А) ммоль ммоль H Ka 10 10 [ ] = + Б) ммоль ммоль H Ka 100 100 [ ] = + Если в оба раствора добавить 5 ммоль сильной кислоты, то: А) 3 5 15 10 5 10 5 [ ] = = = ⋅ - + = + H Ka Ka Ka Б) 1,1 95 105 100 5 100 5 [ ] = = = ⋅ - + = + H Ka Ka Ka В первом случае соотношение компонентов буферного раствора изменится в 3 раза, а во втором - всего лишь в 1,1 раза. 2. Буферная емкость максимальна при соотношении компонентов, равном единице. Сравним буферные растворы, содержащие А) 1 50 50 = ммоль соли ммоль кислоты Б) 4 20 80 = ммоль соли ммоль кислоты Если к обеим системам добавить одинаковое количество сильной кислоты (по 10 ммоль), оно по-разному будет влиять на изменение концентрации ио - нов водорода: а) 1,5 50 10 50 10 [ ] = ⋅ - + = + H Ka Ka 6) 9 20 10 80 10 [ ] = ⋅ - + = + H Ka Ka В первом случае отношение концентраций компонентов изменилось только в 1,5 раза, во втором - в 9 раз. Поэтому при приготовлении буферных растворов обычно учитывают эти факторы, то есть приготавливают буферные системы из достаточно концен - трированных растворов с соотношением компонентов, близким к единице. Лабораторная работа Приготовление буферных растворов и изучение их свойств. Цель работы: 1. Приготовить буферные растворы с различным соотношением компонентов. 2. Изучить свойства буферных растворов. Выполнение эксперимента. Опыт №1. Приготовить три фосфатных буферных раствора в пробирках объемом по 10 мл каждый с соотношением компонентов согласно таблицы №1. Таблица 1. Растворы перемешать, затем добавить к каждому раствору 2 – 3 капли раствора универсального индикатора. После добавления универсального индикатора растворы не перемеши - вать. В каждой пробирке образуется окрашенный верхний слой раствора. Окраску окрашенных слоев сравнивают с эталонной шкалой рН универсаль - ного индикатора. Определенные значения рН каждого раствора записать в табл.1. Рассчитать значение рН каждого буферного раствора по уравнению: Растворы Соотно - шение объемов (мл) Значе - ние рН раство - ров, опытное Значение рН рас - творов, теорети - ческ. Значение рН растворов после раз - бавления в 2 раза Значение рН растворов после разбавления в 3 раза 1 NaH2 PO4 Na2 HPO4 9 1 2 NaH2PO4 Na2HPO4 5 5 3 NaH2PO4 Na2HPO4 1 9 V(Na2 HPO4) рН = рКа + lg ------------------ , где Ка = 7,6 ·10-8 V( NaH2PO4) Найденные теоретические значения рН записать в табл.1. Опыт №2. Приготовить три буферных раствора с соотношениями, указанными в первом опыте. Затем каждый раствор (10 мл) разделить на две части по 5 мл. В три пробирки по 5 мл каждого раствора добавить по 5 мл дистилирован - ной воды, перемешать ( разбавление в 2 раза). В оставшиеся три пробирки с 5 мл каждого раствора добавить по 10 мл дистилированной воды. Растворы перемешать ( разбавление в 3 раза). Во все пробирки добавить 2-3 капли раствора универсального индикато - ра. Верхние окрашенные слои растворов сравнить с эталонной шкалой рН универсальгого индикатора. Найденные значения рН записать в табл.1. Сделать выводы из результатов опытов 1 и 2. Тестовый контроль. 1.Какие из перечисленных веществ могут быть взяты для приготовления бу - ферных растворов: а) КОН + КС1; б) НС1 + КС1;в) Н2СО3 + NaНСО3 ;г) КС1 + NаNО3 ? 2.С какими значениями рН можно приготовить бикарбонатный буфер если рКа ( н2со3 ) = 6,35: а) рН = 2; б) рН = 9; в) рН = 4; г) рН = 7? 4. При концентрировании буферных систем их значение рН: а) резко увеличивается; б) остается практически неизменным; в) резко уменьшается; г) сохраняется абсолютно неизменным? 5. При добавлении к буферной системе небольших количеств сильной кисло - ты ее значение рН: а ) сохраняется неизменным; б) незначително понижается; в) резко возраста - ет; г) незначительно повышается? 6. Буферные растворы состоят из: а) из слабой кислоты и сопряженного с ней основания; б) из двух сильных кислот; в) из сильной кислоты и сопряженного с ней основания; в) из слабой кислоты и сильного основания? 7. Буферная емкость максимальна при соотношении компонентов: а) больше единицы; б) равном единице; в) меньше единицы; г) равном 7? 8. Какая буферная система находится и в плазме и в эритроцитах: а) бикарбонатная; б) гемоглобиновая; в) оксигемоглобиновая; г) протеино - вая? 9. Значение рН плазмы в норме составляет: а) 7,6; б) 7,4; в) 6,7; г) 4,7 ? 10.В результате гипервентиляции рН крови составило 7,5. Такое состояние называют: а) респираторным ацидозом; б) метаболическим алкалозом; в) респиратор - ным алкалозом; г) метаболическим ацидозом? 11.Что в фосфатном буфере выполняет роль слабой кислоты: а) гидрофосфат натрия; б) ортофосфорная килота; в) дигидрофосфат натрия; в) фосфат натрия? Литература 1. , , “Биофизическая хи - мия» - К.: «Вища школа», 1986. 2. «Введение в бионеорганическую и биофизическую химию" - М.; «Высшая школа», 1989. 3. , , - ко « Бифизическая химия. Химия биогенных элементов» - М.: Высшая школа», 1993. 4. , « Общая химия». – М.:ГЭОТАР – Медиа», 2007. 5. , , «Биофизическая и бионеорга - ническая хиия»-М.:»Медицинское информационное агенство», 2008. 6. Конспекты лекций.

Вычисление pH буферной системы

–уравнение Гендельсона-Хассельблаха