Буферная емкость

Способность буферных систем противодействовать резкому изменению рН при добавлении к ним сильной кислоты или основания является ограниченной. Буферная смесь поддерживает рН постоянным только при условии, что количество вносимых в раствор сильной кислоты или щелочи не превышает определенной величины. В противном случае наблюдается резкое изменение рН, т.е. буферное действие раствора прекращается.

Это связано с тем, что в результате протекающей реакции изменяется соотношение молярных концентраций компонентов буферной системы: С_{кислоты}/С_солиили С_{основания}/С_соли.

При этом концентрация компонента, реагирующего с добавленной кислотой или щелочью, уменьшается, а концентрация второго компонента возрастает, т.к. он дополнительно образуется в ходе реакции.

Количественно буферное действие раствора характеризуется с помощью буферной емкости (В). При этом различают буферную емкость по кислоте (В_к.) и буферную емкость по основанию или щелочи (В_о.).

Буферной емкостью по кислотеявляется то количество химического эквивалента сильной кислоты, которое нужно добавить к 1 литру (1 дм³) буферной системы, чтобы уменьшить её рН на единицу. Ее можно рассчитать по следующей формуле:

где n(1/z HA) – число молей химического эквивалента сильной кислоты, добавленное к 1 литру буферной системы;рН₁ – водородный показатель системы до добавления сильной кислоты;рН₂ – водородный показатель системы после добавления сильной кислоты.

В более общем случае (если брать не 1 литр буферной системы, а любой другой ее объем, выраженный в литрах или дм³) формула для подсчета буферной емкости будет иметь следующий вид:

где С(1/z НА) – молярная концентрация химического эквивалента сильной кислоты в добавляемом растворе; V(НА) – объем (л) добавленного раствора сильной кислоты; V_{(буферной системы)} – объем буферного раствора, к которому добавляют раствор кислоты.

Соответственно буферной емкостью по основаниюявляется то количество химического эквивалента сильного основания (щелочи), которое нужно добавить к 1 литру (1 дм³) буферной системы, чтобы вызвать увеличение ее рН на единицу:

где n(1/z В) – число молей химического эквивалента основания, которое добавили к 1 литру буферного раствора; рН

₁ – водородный показатель раствора до добавления основания; рН₂ – водородный показатель раствора после добавления основания.

В более общем случае (если брать не 1 литр буферной системы, а любой другой ее объем) формула для подсчета буферной емкости по основанию примет следующий вид:

где С(1/z В) – молярная концентрация химического эквивалента основания в добавляемом растворе; V(В) – объем (л) добавленного раствора сильного основания; V_{(буферной системы)} – объем буферного раствора (л), к которому добавляют раствор сильного основания.

Величина буферной емкости зависит от концентраций компонентов буферной системы и от их соотношения.

Чем более концентрированным является буферный раствор, тем выше его буферная емкость, т.к. в этом случае добавление небольших количеств сильной кислоты или щелочи не вызовет существенного изменения концентраций его компонентов, а значит и их соотношения.

Из буферных растворов с одинаковым суммарным содержанием химического количества их компонентов наибольшей емкостью будут обладать те, которые составлены из равного числа молей слабой кислоты и её соли или слабого основания и его соли (рис. 35). В таких растворах молярные концентрации компонентов будут одинаковые, а значит соотношение С_{кислоты}/С_соли= 1 и С_{основания}/ С_соли.= 1.

Рис. 35 Изменение буферной емкости (1) и изменение рН кислотной буферной системы при добавлении к ней определенного количества сильной кислоты (2) в зависимости от содержания её компонентов

Данные растворы будут иметь примерно одинаковые значения буферной емкости как по кислоте, так и по основанию.

Если же соотношение концентраций компонентов буферной системы не равно 1, то значения ее буферной емкости по основанию и кислоте будут отличаться друг от друга (причем тем существеннее, чем в большей степени соотношение С_{кислоты}/С_солии С_{основания}/С_солиотклоняется от единицы).

Например, если в кислотной буферной системе солевой компоненты содержится больше чем слабой кислоты, то ее буферная емкость по кислоте будет выше чем по основанию, т.е. В_к.> В_о.

Соответственно буферная емкость по кислоте для основной буферной системы будет больше чем по основанию в том случае, если содержание солевой компоненты в этом случае будет меньше чем слабого основания.

Таким образом можно сделать вывод, что в данных случаях буферная емкость выше по тому веществу, которое реагирует с избыточным компонентом буферного раствора.

Если буферная система не обладает достаточной буферной емкостью, то ее можно повысить, увеличив концентрацию обоих компонентов в необходимое количество раз.

Буферная емкость

Способность буферных систем противодействовать резкому изменению рН при добавлении к ним сильной кислоты или основания является ограниченной. Буферная смесь поддерживает рН постоянным только при условии, что количество вносимых в раствор сильной кислоты или щелочи не превышает определенной величины. В противном случае наблюдается резкое изменение рН, т.е. буферное действие раствора прекращается.

Это связано с тем, что в результате протекающей реакции изменяется соотношение молярных концентраций компонентов буферной системы: С_{кислоты}/С_солиили С_{основания}/С_соли.

При этом концентрация компонента, реагирующего с добавленной кислотой или щелочью, уменьшается, а концентрация второго компонента возрастает, т.к. он дополнительно образуется в ходе реакции.

Количественно буферное действие раствора характеризуется с помощью буферной емкости (В). При этом различают буферную емкость по кислоте (В_к.) и буферную емкость по основанию или щелочи (В_о.).

Буферной емкостью по кислотеявляется то количество химического эквивалента сильной кислоты, которое нужно добавить к 1 литру (1 дм³) буферной системы, чтобы уменьшить её рН на единицу. Ее можно рассчитать по следующей формуле:

где n(1/z HA) – число молей химического эквивалента сильной кислоты, добавленное к 1 литру буферной системы;рН₁

– водородный показатель системы до добавления сильной кислоты;рН₂ – водородный показатель системы после добавления сильной кислоты.

В более общем случае (если брать не 1 литр буферной системы, а любой другой ее объем, выраженный в литрах или дм³) формула для подсчета буферной емкости будет иметь следующий вид:

где С(1/z НА) – молярная концентрация химического эквивалента сильной кислоты в добавляемом растворе; V(НА) – объем (л) добавленного раствора сильной кислоты; V_{(буферной системы)} – объем буферного раствора, к которому добавляют раствор кислоты.

Соответственно, буферной емкостью по основаниюявляется то количество химического эквивалента сильного основания (щелочи), которое нужно добавить к 1 литру (1 дм³) буферной системы, чтобы вызвать увеличение ее рН на единицу:

где n(1/z В) – число молей химического эквивалента основания, которое добавили к 1 литру буферного раствора; рН₁ – водородный показатель раствора до добавления основания; рН₂ – водородный показатель раствора после добавления основания.

В более общем случае (если брать не 1 литр буферной системы, а любой другой ее объем) формула для подсчета буферной емкости по основанию примет следующий вид:

где С(1/z В) – молярная концентрация химического эквивалента основания в добавляемом растворе; V(В) – объем (л) добавленного раствора сильного основания; V_{(буферной системы)} – объем буферного раствора (л), к которому добавляют раствор сильного основания.

Величина буферной емкости зависит от концентраций компонентов буферной системы и от их соотношения.

Чем более концентрированным является буферный раствор, тем выше его буферная емкость, т.к. в этом случае добавление небольших количеств сильной кислоты или щелочи не вызовет существенного изменения концентраций его компонентов, а значит и их соотношения.

Из буферных растворов с одинаковым суммарным содержанием химического количества их компонентов наибольшей емкостью будут обладать те, которые составлены из равного числа молей слабой кислоты и её соли или слабого основания и его соли (рис. 35). В таких растворах молярные концентрации компонентов будут одинаковые, а значит соотношение С_{кислоты}/С_соли= 1 и С_{основания}/ С_соли.= 1.

Рис. 35. Изменение буферной емкости (1) и изменение рН кислотной буферной системы при добавлении к ней определенного количества сильной кислоты (2) в зависимости от содержания её компонентов

Данные растворы будут иметь примерно одинаковые значения буферной емкости как по кислоте, так и по основанию.

Если же соотношение концентраций компонентов буферной системы не равно 1, то значения ее буферной емкости по основанию и кислоте будут отличаться друг от друга (причем тем существеннее, чем в большей степени соотношение С_{кислоты}/С_солии С_{основания}/С_солиотклоняется от единицы).

Например, если в кислотной буферной системе солевой компоненты содержится больше, чем слабой кислоты, то ее буферная емкость по кислоте будет выше, чем по основанию, т.е. В_к.> В_о.

Соответственно, буферная емкость по кислоте для основной буферной системы будет больше, чем по основанию, в том случае, если содержание солевой компоненты в этом случае будет меньше, чем слабого основания.

Таким образом, можно сделать вывод, что в данных случаях буферная емкость выше по тому веществу, которое реагирует с избыточным компонентом буферного раствора.

Если буферная система не обладает достаточной буферной емкостью, ее можно повысить, увеличив концентрацию обоих компонентов в необходимое количество раз.

Тема 7. Буферные растворы. — Студопедия

Предисловие.

Будучи огорчен качеством преподавания химии в РНИИМУ, и тем более, способом последующего контроля качества образования – тестами, я решил оказать посильную помощь студентам в сдаче оных. Пособие представляет собой краткую, насколько возможно, инструкцию, как минимально загрузив голову таки сдать этот окаянный тест. Я исследовал большое их количество, обобщил результаты.

На каждый вид вопросов я постарался дать ответ, в меру научный, чтобы все-таки не слишком уйти от своих химических корней, но и достаточно ясный, чтобы он мог быть воспринят среднестатистическим студентом. Теперь я представляю свой труд для использования широкой общественностью, надеюсь, моё творение сможет послужить к чьей-нибудь пользе.

Тема несложная, и, что важно, она опирается на простую и красивую теорию. Очень рекомендуем вникнуть в теоретическое описание, приведённое перед разборами вопросов. На этот раз оно получилось кратким, содержательным и, хотелось бы надеяться, понятным. Тема имеет связи с настоящей медициной, еще и поэтому рекомендуется к подробнейшему изучению.

Конечно, многим хотелось бы иметь готовые ответы и не париться. Думаю, что за годы работы eois общественность накопила некоторый объем ответов, он постепенно совершенствуется, доля верных ответов растет, уже в 2016 она была больше 70%. Правда, обновление вопросов в 2017 добавило веселья. Однако, в отношении химии мне это кажется неудачным путем. Объясню, почему я так считаю. Во-первых, вопросов большое количество, и они, как назло, очень похожи. Это делает трудным списывание с правильных ответов, и, одновременно, делает тесты уязвимыми к методичкам вот такого плана, с разбором вопросов на группы и злой иронией по этому поводу. Во-вторых, некоторые персонажи, как Карина, например, почему-то борются со списыванием, что делает этот процесс не самым простым трюком. А глядя на всё это глобально, по-моему, все же лучше что-то понимать и мыслить, чем списывать.

Заранее благодарен за адекватные комментарии, дополнения и исправления к тексту. Текст создан исключительно из гуманных соображений и распространяется безвозмездно.

Удачи, ни пуха, ни пера, дорогие любители химии.

 

Алексей «Леша-химик» Федоров

14.10.2017.

Тема 7. Буферные растворы.

Введение:

Тема, как мы уже заметили, устроена очень красиво. Будет много проще, если Вы поймете эту красоту, тогда не будет нужды (она всё равно будет) в делении на вопросы, каких-то хитростях, и тому подобной хуите. Если теория — это не ваше, можете спокойно дропнуть этот раздел (только таблица обязательно нужна), в вопросах тоже есть всё нужное, чтобы еле-еле пройти порог. Так что мы настоятельно рекомендуем остаться с нами.

Итак, буферные растворы. Скорее всего, вы знаете, что в человеческом желудке сильнокислая среда, и нужно это затем, чтобы расщеплять белки до аминокислот. Но, что если человек выпьет три литра воды? Кислота разбавится, да еще и всё это стечет в кишечник, а там среда щелочная, в итоге все нейтрализуется, человек не сможет усваивать ни белки, ни углеводы, и всё пойдёт по пизде, и подопытный сдохнет? Однако, точно известно, что три литра воды к смерти не приводит, хотя и весёлого мало. Желающие идут проверять, остальные продолжают курить теорию вместе с нами.

Буферный раствор — раствор, поддерживающий рН (кислотность, короче) постоянным при добавлении кислот и щелочей в небольших количествах и разбавлении. Организм человека — почти сплошные Буферные растворы. Оговоримся: у буферного раствора есть ёмкость, при которой он может поддерживать рН относительно постоянным. Бесконечное количество кислоты или щелочи, конечено, ни один буферный раствор не нейтрализует.

Но постойте, это же охренеть! В него льют кислоту — он нейтрализует её. В него льют щелочь — он нейтрализует и её тоже. В него льют воду — он держит рН постоянным и просит ещё. Кто он?!?! Что он такое?!?! Буферный раствор, встречайте (далее БР). Он офигенен. Он просто бесконечно крут. Как он, мать его, это делает? Да он же состоит из сопряженной кислотно-основной пары. Строго надо говорить, что состоит из кислоты и сопряженного основания или основания и сопряженной кислоты. Но мы далее для избежания путаницы будем говорить просто, сопряжённое основание и сопряжённая кислота. Сопряженное основание — это какая-то фигня (слабый электролит) без Н⁺, сопряженная кислота — та же самая с Н⁺. Например, NH₃ / NH₄⁺ . НРО₄^2- / Н₂РО₄^–. СН₃СОО^– / СН₃СООН. И так далее. Полный список см. таблицу (сразу договоримся, что в растворе молеклы легко распадаются на ионы, например поэтому СН₃СООNa и СН₃СОО^– одно и то же. Может встречаться вариант как молекула и как ион, не удивляйтесь. Натрий легко удаляется диссоциацией):

К таблице мы ещё вернемся чуть позже. А сейчас фишка БР-ов.

Как же этот хитрый пидор работает? А вот так. Для примера возьмём аммиачный буферный раствор. Он состоит из сопряженного основания NH₃ и сопряженной кислоты NH₄⁺ (то же, что NH₄Cl) Имея в виду это, рассмотрим случаи.

1) Если к нему добавили сильную кислоту, например HCl. Так как в БР есть основание (сопряженное), оно будет её нейтрализовывать.

NH₃ + HCl = NH₄Cl

Или в ионном виде

NH₃ + H⁺ + Cl^– = NH₄⁺ + Cl^–

А если сократить хлорид

NH₃ + H⁺ = NH₄⁺

Пресвятой Менделеев, получилась сопряженная кислота. Из сопряженного основания получилась сопряженная кислота, при этом важно, что сильная кислота нейтрализовалась нахер. Значит, рН останется примерно постоянным (сопряженная кислота — слабая, она влияет на рН, конечно, но много слабее, чем HCl. Ион Н⁺ связывается)

2) Если к тому же буферному раствору добавили щелочь. Теперь-то этот пидор не отвертится? Хер там плавал! Ведь в нём есть и сопряженная кислота, которая может нейтрализовать щелочи.

NH₄Сl + NaOH = NH₃ + H₂O + NaCl

Или в ионном виде

NH₄⁺ + Сl^– + Na⁺ + OH^– = NH₃ + H₂O + Na⁺ + Cl^–

Или, сократив одинаковое

NH₄⁺ + OH^– = NH₃ + H₂O

В рот мне ноги, это же сопряжённое основание. Охренеть, из сопряженной кислоты получилось сопряженное основание! А щелочь нейтрализовалась. Сами Гендерсон и Гассельбах охренели бы от такого поворота. А рН остается примерно постоянным. Этот мелкий засранец снова выкрутился. Вот же ж!

Подобные реакции могут быть написаны для любого другого БР и называются механизмами буферного действия. Хотя напрямую это не касается тестов, это может быть в колке, если он будет устным, и, кроме того, половина вопросов тестов как бы подразумевает, что механизм работы БР понятен.

Теперь вернемся к таблице и прокомментируем некоторые подводные грабли. Таблица состоит из названия буферной системы, её компонентов и формулы для расчета рН. Например, если где-то попадается “аммиачная буферная система”, то нужно самостоятельно догадаться, что это NH₃/NH₄⁺. Это важно, второй раз останавливаться на этом не будем. В составах все просто, основание на Н меньше, кислота на Н больше. Последний столбик — формулы для расчета рН. Они устроены одинаково, по принципу:

Квадратные скобки в записях означают концентрации, однако в принципе на это можно класть хер и подставлять моли, результат всё равно будет верным.

Самая подстава — обратите внимание, что есть формулы с рКа1, есть с рКа2, есть с рКа3. Номер константы соответствует стадии диссоциации той кислоты, что есть в этом БР. Например, в гидрокарбонатной системе кислота Н₂СО₃, диссоциирующая по первой ступени, в формуле константа рКа1. Для карбонатной буферной системы кислота НСО₃^–, диссоциирующая уже по второй ступени, поэтому константа в формуле рКа2. Еще более наглядно это видно на группе фосфатных БР. Уделите время пониманию этого, это реально упростит понимание тестовых вопросов.

В конце списка лежат аминокислотные буферные системы. Аминокислоты это — глицин, аланин, валин, лейцин, изолейцин, серин, треонин, цистеин, метионин, аспарагиновая и глутаминовая кислоты, лизин и аргигнин, глутамин и аспарагин, фенилаланин и тирозин, гистидин и триптофан, пролин. Формулы не приводим за ненадобностью. Вам их всё равно скоро учить. Внимательно рассмотрите их, поймите, чем отличаются анионная/диполярная/катионная формы. Там выделено красным. Запомните, что у анионной рКа2, у катионной рКа1, объяснить это сложно, стоит запомнить.

 

 

Типичные вопросы:

1. Типы буферных систем.

Пример:

На первый взгляд путано, фактически несложно…

Как с этим бороться:

Всегда в наборе есть

1) Слабая кислота и её анион. Вспомните прошлую тему, найдите, какие кислоты слабые. Здесь то же самое. Чаще всего это что-то-СООН, но не обязательно. В примере это внезапно СО₂, потому что обратимо превращается в Н₂СО₃ в растворе. Ориентир — один минус.

2) Слабое основание и его катион. См. прошлую тему про слабые основания. Чаще всего это амины и аммиак, что-то типа что-то там такое R-NHy. Катион — это один полюс.

3) Анионы кислой и средней соли. О кислых солях также можно почитать в прошлой теме. Обычно что-то вида НА+А, например НСО₃^–+СО₃^2-, как в примере, кстате. Ориентир — два минуса.

4) Амфолит. Это аминокислоты. Самые большие формулы из предложенных. В них обязательно должны быть СОО(Н) и NH₂(₃). Они ж аминокислоты, в них и должен быть амин и кислота. Могут быть названиями, глицин, аланин, серин, лизин – это все о них. Могут быть белки, это тоже амфолиты, производные аминокислот. Это в примере.

 

 

2. Аминокислотные буфера.

Пример:

Суперлайт…

Как с этим бороться:

Очень легкая задача. Сравниваем рН с рI. Если рН<pI, аминокислоты в катионной и диполярной форме. Если рН>pI, то в анионной и диполярной. Да, всё так просто. Нет, это не наёбка. Нет, ошибки в том, что диполярная использована два раза, нет, так и должно быть, см. таблицу. Осторожно! Во избежания повреждения мозга о том, что такое рI, задумываться не надо!

 

3. Подбор формулы.

Пример:

Ну так себе…

Как с этим бороться:

Несложно, в целом. Во-первых, если в теории вы ничего не поняли, можно тупо брать формулы из таблицы. Там есть почти все нужное. Обращайте внимание, где первая константа, где вторая, и что на что делить. Большинство формул можно подобрать по таблице или по аналогии, например, БР СН₃NH₂ / CH₃NH₃⁺ является близким аналогом NH₃ / NH₄⁺, и формула аналогичная. Если в теории вы разобрались, то еще лучше. БР состоит из пары основание-кислота. Даже если попадется непонятный БР, то в любом случае,

Например, может быть какая-то хрень нетабличная, NaHS+Na₂S. Если подумать, то можно догадаться, что первое — кислота, второе — основание. Если сравнить с карбонтаной и гидрокарбонатной системой, можно догадаться, что тут нужна рКа2. Итого:

Самое жопошное — аминокислоты. Выучите или запишите, где рКа1, где рКа2, там это нельзя вывести. В примере ответ В.

 

4. Интервал буферного действия.

Пример:

…

Как с этим бороться:

Тоже очень просто. Интервал буферного действия это область рН от рКа-1 до рКа+1. Например, если рКа=4,75, то интервал равен от 3,75 до 5,75. Подвох в том, что констант может быть дано несколько. Использовать надо ту же самую, по которой считали рН. Ту же самую, которая рКа кислоты в БР. Найти её можно в таблице. Например, если дана карбонатная буферная система (состоит из NaHCO₃+Na₂CO₃), то её рН считается по рКа2 (см. таблицу БР) и следовательно, интервал тоже по ней же. В примере если в БР есть анионная форма, то рН считают по рКа2, следовательно интервал А.

 

5. Соотношение компонентов, рН и рКа.

Пример:

…

Как с этим бороться:

Всего возможно три случая.

1) рН > pKa, тогда сопряженного основания больше, чем кислоты. Может быть, 10:1, а может просто c(CH₃COOK) > c(CH₃COOH).

2) рН < pKa, тогда сопряженной кислоты больше, чем основания. Может быть, 1:10, а может просто c(CH₃COOK) < c(CH₃COOH).

3) рН = pKa, тогда их поровну. Может быть, 1:1, а может просто c(CH₃COOK) = c(CH₃COOH).

Обратные утверждения также верны.

 

6. Нейтрализовать больше кислоты / больше щелочи / поровну.

Пример:

…

Как с этим бороться:

Вопрос в целом похож на предыдущий.

На всякий случай расскажем, как это должно быть вообще. Для того, чтобы БР мог нейтрализовать максимальное количество щелочи, в нем должно быть больше кислоты (это может быть выражено как c(CH₃COOK):c(CH₃COOH)=1:10). Если больше щелочи, то наоборот. Если поровну — то поровну. Заметим, тут мы по дефолту считаем, что вам понятно, что такое сопряженная кислота и сопряженное основание.

У аминокислот всё немного не так.

1) Максимальное количество кислоты — больше анионной формы

2) Максимальное количество щелочи — больше катионной формы

3) Поровну при рН=pI

Нет, множественный выбор в данном случае наёбка, правильный ответ один, А.

 

7. Задача, в которой смешали.

Пример:

Вот и начинается треш…

Как с этим бороться:

 

Как со всеми другими задачами, путём расчётов по формулам. Смотрим, из чего состоит БР, подбираем к такому составу формулу. Большая часть описана в таблице, но выпады возможны, и тут мы еще раз рекомендуем курнуть теорию, она несложная и нам очень нравится. В любом случае, даже если теория не далась, из таблицы выводим, что если БР состоит из НРО₄ и Н₂РО₄, то формула такая, с именно рКа2!:

Заметим, в задаче дано для двух веществ объем и концентрация. Как мы уже заметили, ионы и молекулы в растворах можно считать эквивалентными. В формулу подставлять вот так:

 

Получается

Сначала считаем всё, что под логарифмом:

Потом сам логарифм

И наконец, результат

 

Округлили до десятых.

Огромная просьба, считать на листочке, записывая ручкой промежуточные результаты. Все вычисления на калькуляторе. Делать всё внимательно и аккуратно, по возможности два-три раза перепроверить!

 

 

8. Задача, в которой добавляют сильную кислоту или щёлочь.

Пример:

Градус адеквата растёт.

Как с этим бороться:

Похоже на прошлую задачу в более усложнённом варианте. Есть два случая.

1) Добавили щелочь (NaOH, KOH,…). Если вы втыкали теорию, тогда можете помнить, что сопряженная кислота из БР нейтрализует щелочь, при этом расходуется, при этом образуется сопряженное основание. Формулой это выражается так:

 

В примере как раз про это, разберем подробнее. В роли сопряженной кислоты Н₂РО₄^–, в роли сопряженного основания НРО₄^2-, в роли щелочи NaOH. Для такой буферной системы, согласно таблице,

С учетом добавления щелочи

Всё подставляем прямо, как есть переводить ничего никуда не нужно, прям хуярим моли:

Дальнейшие расчеты как в прошлой задаче, сначала под логарифмом, потом сам логарифм, потом всё остальное. Не приводим ввиду очевидности. Ответ рН=7,0, с точностью до десятых.

2) Добавили кислоту, например HCl. Всё то же самое, но формула:

Пример не приводим, он аналогичен прошлой задаче.

 

9. Задача про буферную ёмкость, Вк или Вщ.

Пример:

Раз

И два:

…

Как с этим бороться:

Тоже по формулам, как ни странно. Буферная ёмкость определение можно посмотреть в методичке с САРСами, а формула:

Тут надо немного прокомментировать. Вк — буферная ёмкость по кислоте. Бывает еще и по щелочи, Вщ, считается почти так же. Ск и Vк — концентрация и объем добавленной кислоты (если считаем ёмкость по щелочи, то исправляем на щелочь). V_БР — объем буферного раствора, ΔрН — изменение рН при добавлении кислоты или щелочи. Тонкость в том, что при добавлении щелочи рН увеличивется, а кислоты уменьшается. Чтобы не получить отрицательную ёмкость, правильнее писать

ёмкость по кислоте:

ёмкость по щелочи:

Вертикальные черты читаются как «модуль», это математический оператор, который убирает минус, если он есть.

Первая задача из скрина: всё подставить, посчитать, получить ответ. Заметьте, что концентрация в «М», то есть «моль/л», а ёмкость просят в «ммоль/л», то есть милимоль. Коварные, коварные. Перевод делается умножением на 1000. Получается

Прикиньте, какая фигня может привести к потере бала? EOIS же похер, что вы считаете правильно, но не видите перевод.

Вторая задача уже сложнее, там выводить надо. Вывод, не вдаваясь в тонкости, делается простой перестановкой.

Обратите внимание, тут тоже есть этот ебучий перевод ммоль/л в моль/л. Вк=4,5 ммоль/л мы перевели в 0,0045 моль/л, то есть делили на 1000. Чтобы концентрация с=0,015 моль/л была в одной размерности с Вк. Вопрос, нужно ли вбивать в ответы минус остаётся открытым. Формулировка вопроса «на сколько изменится рН» не определяет однозначно, нужно ли писать этот минус. При добавлении кислоты рН уменьшается на 1,0, то есть изменяется на -1,0. Экспериментально выяснять это нам лень.

 

10. Норма, ацидоз, алкалоз.

Пример:

…

Как с этим бороться:

Норма — рН от 7,36 до 7,43.

Ацидоз — рН меньше 7,36

Алкалоз — рН больше 7,43

Больше нечего сказать.

 

11. Буферные системы крови.

Пример:

Наконец-то что-то медицинское…

Как с этим бороться:

Буферные системы крови:

· H₂CO₃ / HCO₃^–

· HPO₄^2- / H₂PO₄^–

· Белки, в том числе гемоглобин (Hb^– / HbH)

Аж три ответа, B, C, D.

 

12. Верно-неверно.

Пример:

Жопа химии…

Как с этим бороться:

Смиритесь, несчастные, химическая теория это не ваше. Никак, с этим невозможно ничего сделать. Нет, это не шутка. Поэтому мы просто приводим правильные ответы.

· рН буферного раствора зависит не только от соотношения концентраций сильного и слабого электролита в буферной системе, но и от константы диссоциации кислоты.

· Роль сопряженной кислоты в гидрокарбонатной буферной системе в условиях организма выполняет растворенный СО₂

· Гидрокарбонатная буферная система состоит из слабой кислоты и ее аниона

· Анионная форма аминокислоты — частица, в виде которой аминокислота существует в растворах при рН >> pI

· Буферная емкость зависит от суммарной концентрации компонентов буферной системы в растворе

· Диполярный ион — частица, несущая две разноименно заряженных группы атомов

· Ацидоз — нарушение кислотно-основного состояния организма, обусловленное повышенным пониженным значением рН плазмы крови,

· Роль сопряженного основания в карбонатной буферной системе выполняет карбонат-ион

· Ацидоз — патологическое состояние, связанное с пониженной повышенной концентрацией ионов водорода

· Буферная емкость буферных систем организма по кислоте больше, чем по щелочи

· Изоэлектрическая точка α-аминокислоты не зависит от концентрации кислоты в растворе

· Ионы HCO₃^– и HPO₄^2–НЕ являются диполярными ионами

· Роль сопряженного основания в гидрокарбонатной буферной системе выполняет гидрокарбонат-ион

· Уравнение Гендерсона-Гассельбаха – уравнение, характеризующее зависимость рН буферного раствора только от концентрации от соотношения концентраций слабого электролита и его сопряженной кислоты (основания)

· Буферная емкость — количество кислоты или щелочи, которые нужно добавить к 1 л буферного раствора, чтобы значение его рН изменилось на единицу

· Изоэлектрическая точка – это значение рН раствора, при котором амфолит электронейтрален

· Буферный раствор способен поддерживать практически постоянное значение рН при разбавлении или при добавлении НЕ(!)больших количеств кислоты или щелочи

· Диполярная форма аминокислоты может выступать как в роли кислоты, так и в роли основания

· Изоэлектрическая точка α-аминокислоты НЕ(!)зависит от концентрации кислоты в растворе

· При добавлении к буферной системе щелочи ее буферная емкость по кислоте может увеличиться (в смысле «может»? увеличится)

· Интервал буферного действия определяется как рK_а ± 1

· Ацидоз Алкалоз – нарушение кислотно-основного состояния организма, обусловленное повышением рН,

· Катионная форма аминокислоты — частица, в виде которой аминокислота существовует в растворах с рН < pI

· Катионная форма аминокислоты — положительно заряженная частица, в виде которой α-аминокислота существует в растворах при рН < pI

· Интервал буферного действия не зависит от соотношения концентраций компонентов буферной системы в растворе

 

 

Прежде, чем предложить Вам, мы всегда проверяем наши теоретически выкладки практикой. Ничего сложного, но задачи грузят, поэтому приличное время.

Спасибо за внимание!

 

 

Если вам понравились наши разборы, Вы можете поддержать наш проект тут

https://vk.com/mars_him_prom

через функцию «поддержать…»

За хорошие Буфера Буферные растворы!

 

 

Буферные растворы. Классификация буферных растворов. Механизм их действия.

Одним из основных свойств живых организмов является поддержание кислотно-основного гомеостаза на определенном уровне. Протолитический гомеостаз – постоянство рН биологических жидкостей, тканей и органов. Это находит выражение в достаточно постоянных значениях рН биологических сред (крови, слюны, желудочного сока и т.д.) и способности организма восстанавливать нормальные значения рН при воздействии протолитов. Система, поддерживающая протолитический гомеостаз, включает в себя не только физиологические механизмы (легочную и почечную компенсацию), но и физико-химические: буферное действие, ионный обмен и диффузию.

Обеспечение постоянства рН крови и других органов и тканей является одним из важнейших условий нормального существования организма. Это обеспечение достигается наличием в организме многочисленных регулирующих систем, важнейшими из которых являются буферные системы. Последние играют основную роль в поддержании КОР в организме.

Кроме того, материал данной темы необходим для изучения последующих тем предмета (потенциометрия, свойства растворов ВМС и т.д.) и таких дисциплин как биохимия, микробиология, гистология, гигиена, физиология, в практической деятельности врача при оценке типа и тяжести нарушений КОР.

Буферными растворами называются растворы, сохраняющие неизменными значения рН при разбавлении или добавлении небольшого количества сильной кислоты или основания. Протолитические буферные растворы представляют смеси электролитов, содержащие одноимённые ионы.

Различают в основном протолитические буферные растворы двух типов:

· Кислотные т.е. состоящие из слабой кислоты и избытка сопряженного с ней основания (соли, образованной сильным основанием и анионом этой кислоты). Например: СН₃СООН и СН₃СООNa – ацетатный буфер

 

СН₃СООН + Н₂О ↔ Н₃О⁺ + СН₃СОО^– избыток сопряженного

кислота основания

СН₃СООNa → Na⁺ + CH₃COO^–

· Основные, т.е. состоящие из слабого основания и избытка сопряженной с ним кислоты (т.е. соли, образованной сильной кислотой и катионом этого основания). Например: NH₄OH и NH₄Cl – аммиачный буфер.

 

NH₃ + H₂O ↔ OH^– + NH₄⁺ избыток сопряженной

основание кислоты

NH₄Cl → Cl^– + NH₄⁺

Уравнение буферной системы рассчитывается по формуле Гендерсона-Гассельбаха:

рН = рК + ℓg , pOH = pK + ℓg ,

где рК = -ℓg К_Д.

С – молярная или эквивалентная концентрация электролита (C = V N)

 

Механизм действия буферных растворов

Рассмотрим его на примере ацетатного буфера: СН₃СООН + СН₃СООNa

Высокая концентрация ацетат-ионов обусловлена полной диссоциацией сильного электролита – ацетата натрия, а уксусная кислота в присутствии одноименного аниона существует в растворе практически в неионизированном виде.

1. При добавлении небольшого количества хлороводородной кислоты, ионы Н⁺ связываются с имеющимся в растворе сопряженным основанием СН₃СОО^– в слабый электролит СН₃СООН.

CH₃COO^{‾ +H + ↔ CH₃COOH (1)}

Из уравнения (1) видно, что сильная кислота НС1 заменяется эквивалентным количеством слабой кислоты СН₃СООН. Количество СН₃СООН увеличивается и по закону разбавления В. Оствальда степень диссоциации уменьшается. В результате этого концентрация ионов Н⁺ в буфере увеличивается, но очень незначительно. рН сохраняется постоянным.

При добавлении кислоты к буферу рН определяется по формуле:

рН = рК + ℓg

2. При добавлении к буферу небольшого количества щелочи протекает реакция её с СН₃СООН. Молекулы уксусной кислоты будут реагировать с гидроксид-ионами с образованием Н₂О и СН₃СОО ^‾:

CH₃COOН + OH ^‾ ↔ CH₃COO^{‾ + H₂O (2)}

В результате этого щелочь заменяется эквивалентным количеством слабоосновной соли CH₃COONa. Количество СН₃СООН убывает и по закону разбавления В. Оствальда степень диссоциации увеличивается за счет потенциальной кислотности оставшихся недиссоциированных молекул СН₃СООН. Следовательно, концентрация ионов Н⁺ практически не изменяется. рН остаётся постоянным.

При добавлении щелочи рН определяется по формуле:

рН = рК + ℓg

3. При разбавлении буфера рН также не меняется, т.к. константа диссоциации и соотношение компонентов при этом остаются неизменными.

Таким образом, рН буфера зависит от: константы диссоциации и соотношения концентрации компонентов. Чем эти величины больше, тем больше рН буфера. рН буфера будет наибольшим при соотношении компонентов равным единице.

Для количественной характеристики буфера вводится понятие буферной ёмкости.

Буферная ёмкость

Это способность буферной системы противодействовать изменению рН среды.

Интервал значений рН, выше и ниже которого буферное действие прекращается, называется зоной буферного действия.

Она равна рН = рК ± 1

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

В =

В – буферная ёмкость,

n_Э – количество моль-эквивалента сильной кислоты или щелочи,

рН_Н – начальное значение рН ( до добавления кислоты или щелочи)

рН_К – конечное значение рН (после добавления кислоты или щелочи)

ΔрН – изменение рН.

На практике буферная ёмкость рассчитывается по формуле:

В =

V – объём кислоты или щелочи,

N – эквивалентная концентрация кислоты или щелочи,

V_буф.– объём буферного раствора,

Δ рН – изменение рН.

О противодействии изменению рН крови свидетельствуют следующие данные. Чтобы сдвинуть рН крови на единицу в щелочную область, нужно прибавить в кровь в 70 раз больше количества NaOH, чем в такой же объём чистой воды. Для изменения рН на единицу в кислую область, следует в кровь добавить в 320 раз больше количества соляной кислоты, чем к такому же объёму чистой воды.

Буферная ёмкость зависит от концентрации электролитов и соотношения компонентов буфера. Наибольшей буферной ёмкостью обладают растворы с большей концентрацией компонентов и соотношением компонентов, равным единице.

Буферная ёмкость артериальной крови 25,3 ммоль/л, венозной – 24,3 ммоль/л, слюна обладает буферной ёмкостью и определяется бикарбонатной, фосфатной и белковой системами. Буферная ёмкость слюны изменяется под влиянием ряда факторов: углеводистая диета снижает буферную ёмкость слюны, высокобелковая диета – повышает её. Поражаемость зубов кариесом меньше у лиц с высокой буферной ёмкостью.

В организме человека действуют белковый, гемоглобиновый, фосфатный и бикарбонатный буферы.

 

Буферные системы организма.

 

Бикарбонатный буфер.

Он составляет 53 % буферной ёмкости и представлен:

Н₂СО₃

NaHCO₃ Соотношение 1 : 20

Бикарбонатный буфер представляет собой основную буферную систему плазмы крови; он является системой быстрого реагирования, так как продукт его взаимодействия с кислотами СО₂ – быстро выводится через легкие. Помимо плазмы, эта буферная система содержится в эритроцитах, интерстициальной жидкости, почечной ткани.

Механизм действия. В случае накопления кислот в крови уменьшается количество НСО₃^– и происходит реакция: НСО₃^– + Н⁺ ↔ Н₂СО₃ ↔ Н₂О + СО₂↑. Избыток удаляется лёгкими. Однако значение рН крови остаётся постоянным, так как увеличивается объём лёгочной вентиляции, что приводит к уменьшению объёма СО₂

1. При увеличении щелочности крови концентрация НСО₃^– увеличивается: Н₂СО₃ + ОН^– ↔ НСО₃^– + Н₂О.

Это приводит к замедлению вентиляции лёгких, поэтому СО₂ накапливается в организме и буферное соотношение остаётся неизменным.

 

Гемоглобиновый буфер

Составляет 35 % буферной ёмкости.

Главная буферная система эритроцитов, на долю которой приходится около 75% всей буферной ёмкости крови. Участие гемоглобина в регуляции рН крови связано с его ролью в транспорте кислорода и СО₂. Гемоглобиновая буферная система крови играет значительную роль сразу в нескольких физиологических процессах: дыхании, транспорте кислорода в ткани и в поддержании постоянства рН внутри эритроцитов, а в конечном итоге – в крови.

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

HHb ↔ H⁺ + Hb^–

HHbO₂ ↔ H⁺ HbO₂^–

Оксигемоглобин – более сильная кислота (рК_а = 6,95), чем гемоглобин (рК_а = 8,2). При рН = 7,25 (внутри эритроцитов) оксигемоглобин ионизирован на 65%, а гемоглобин – на 10%, поэтому присоединение кислорода к гемоглобину уменьшает значение рН крови, так как при этом образуется более сильная кислота. С другой стороны, по мере отдачи кислорода оксигемоглобином в тканях значение рН крови вновь увеличивается.

Буферные свойства ННb прежде всего обусловлены возможностью взаимодействия кислореагирующих соединений с калиевой солью гемоглобина с образованием эквивалентного количества соответствующей калийной соли кислоты и свободного гемоглобина:

КНb + Н₂СО₃ ↔ КНСО₃ + ННb.

Образующийся гидрокарбонат (КНСО₃) уравновешивает количество поступающей Н₂СО₃, рН сохраняется, так как происходит диссоциация потенциальных молекул Н₂СО₃ и образовавшихся гемоглобиновых кислот.

Именно таким образом поддерживается рН крови в пределах нормы, несмотря на поступление в венозную кровь огромного количества СО₂ и других кислореагирующих продуктов обмена.

В капиллярах лёгких гемоглобин (ННb) поглощает кислород и превращается в HHbO₂, что приводит к некоторому подкислению крови, вытеснению некоторого количества Н₂СО₃ из бикарбонатов и понижению щелочного резерва крови, а в тканях отдает его и поглощает СО₂.

В лёгких: ННb + O₂ ↔ HHbO₂;

HHbO₂ + HCO₃^– ↔ HbO₂ + H₂O + CO₂ ↑

В тканях: HbO₂ ↔ Hb^– + O₂; Hb^– + Н₂СО₃ ↔ ННb + HCO₃^–

Кроме того, гемоглобиновый буфер является сложным белком и действует как белковый буфер.

 

Фосфатный буфер

Составляет 5 % буферной ёмкости. Содержится как в крови, так и в клеточной жидкости других тканей, особенно почек. В клетках он представлен солями К₂НРО₄ и КН₂РО₄, а в плазме крови и в межклеточной жидкости Na₂HPO₄ и NaH₂PO₄. Функционирует в основном в плазме и включает: дигидрофосфат ион Н₂РО₄^– и гидрофосфат ион НРО₄^2-.

Отношение [HPO₄ ^2- ]/[H₂PO₄^–] в плазме крови (при рН = 7,4) равно 4 : 1. Следовательно, эта система имеет буферную ёмкость по кислоте больше, чем по основанию.

Например, при увеличении концентрации катионов Н⁺ во внутриклеточной жидкости, например, в результате переработки мясной пищи, происходит их нейтрализация ионами НРО₄ ^2- :

Н ⁺ + НРО₄^2- ↔ Н₂РО₄^1-

Образующийся избыточный дигидрофосфат выводится почками, что приводит к снижению величины рН мочи.

При увеличении концентрации оснований в организме, например при употреблении растительной пищи, они нейтрализуются ионами Н₂РО₄^1-:

ОН ^‾ + Н₂РО₄^1- ↔ НРО₄^2- + Н₂О

Образующийся избыточный гидрофосфат выводится почками, при этом рН мочи повышается.

Выведение тех или иных компонентов фосфатной буферной системы с мочой, в зависимости от перерабатываемой пищи, объясняет широкий интервал значений рН мочи – от 4,8 до 7,5. Фосфатная буферная система крови характеризуется меньшей буферной ёмкостью, чем гидрокарбонатная, из-за малой концентрации компонентов крови. Однако эта система играет решающую роль не только в моче, но и в других биологических средах – в клетке, в соках пищеварительных желез, в моче.

 

Белковый буфер

Составляет 5 % буферной ёмкости. Он состоит из белка-кислоты и его соли, образованной сильным основанием.

Pt – COOH – белок-кислота

Pt – COONa – белок-соль

1. При образовании в организме сильных кислот они взаимодействуют с солью белка. При этом получается эквивалентное количество белок-кислоты: НС1 + Pt-COONa ↔ Pt-COOH + NaCl. По закону разбавления В. Оствальда увеличение концентрации слабого электролита уменьшает его диссоциацию, рН практически не меняется.

2. При увеличении щелочных продуктов они взаимодействуют с

Pt-СООН: NaOH + Pt-COOH ↔ Pt-COONa + H₂O

Количество кислоты уменьшается. Однако концентрация ионов Н⁺ увеличивается за счет потенциальной кислотности белок-кислоты. поэтому практически рН не меняется.

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

Рассмотрим взаимодействие буферных систем в организме по стадиям:

1. В процессе газообмена в легких кислород поступает в эритроциты, где протекает реакция:

ННb + O₂ ↔ HHbO₂ ↔ Н⁺ + HbO₂^–

2. По мере перемещения крови в периферические отделы кровеносной системы происходит отдача кислорода ионизированной формой HbO₂^–

HbO₂^–↔ Нb^– + О₂

Кровь при этом из артериальной становится венозной. Отдаваемый в тканях кислород расходуется на окисление различных субстратов, в результате чего образуется СО₂, большая часть которого поступает в эритроциты.

3. В эритроцитах в присутствии карбоангидразы со значительной скоростью протекает следующая реакция:

СО₂ + Н₂О ↔ Н₂СО₃ ↔ Н⁺ + НСО₃^–

4. Образующийся избыток протонов связывается с гемоглобинат-ионами:

Н⁺ + Нb^– → HHb

Связывание протонов смещает равновесие реакции стадии (3) вправо, вследствие чего концентрация гидрокарбонат ионов возрастает и они диффундируют через мембрану в плазму. В результате встречной диффузии ионов, отличающихся кислотно-основными свойствами (хлорид-ион протолитически неактивен; гидрокарбонат ион в условиях организма является основанием), возникает гидрокарбонатно-хлоридный сдвиг. Этим объясняется более кислая реакция среды в эритроцитах (рН = 7,25) по сравнению с плазмой (рН = 7,4).

5. Поступающие в плазму гидрокарбонат-ионы нейтрализуют накапливающийся там избыток протонов, возникающий в результате метаболических процессов:

НСО₃^– + Н⁺ ↔ Н₂СО₃ ↔ Н₂О + СО₂

6. Образовавшийся СО₂ взаимодействует с компонентами белковой буферной системы:

СО₂ + Рt-NH₂ ↔ Pt-NHCOOH ↔ H⁺ + Pt-NHCOO^–

7. Избыток протонов нейтрализуется фосфатным буфером:

Н⁺ + НРО₄^– ↔ Н₂РО₄^–

8. После того как кровь вновь попадает в легкие, в ней увеличивается концентрация оксигемоглобина (стадия 1), который реагирует с гидрокарбонат-ионами, не диффундировавшими в плазму:

НСО₃^– + ННbО₂ ↔ НbО₂^– + СО₂ + Н₂О

Образующийся СО₂ выводится через легкие. В результате уменьшения концентрации НСО₃^– ионов в этой части кровеносного русла наблюдаются их диффузия в эритроциты и диффузия хлорид-ионов в обратном направлении.

9. В почках также накапливается избыток протонов в результате реакции:

СО₂ + Н₂О ↔ Н₂СО₃ ↔ Н⁺ + НСО₃^–,

который нейтрализуется гидрофофат-ионами и аммиаком (аммиачный буфер): H⁺ + NH₃ ↔ NH₄⁺

Таким образом, гемоглобиновая система участвует в двух процессах:

· Связывание протонов, накапливающихся в результате метаболических процессов;

· Протонирование гидрокарбонат-ионов с последующим выделением СО₂

Гемоглобиновую буферную систему можно рассматривать как одно из важнейших звеньев в транспорте СО₂ из тканей в легкие.

Следует отметить, что на поддержание постоянства рН различных жидких систем организма оказывают влияние не столько буферные системы, сколько функционирование ряда органов и систем: легких, почек, кишечника, кожи и др.

 

Читайте также:

 

Буферная емкость и факторы на нее влияющие. Зона буферного действия

Способность растворов поддерживать постоянное значение pH небезгранична. Количественной мерой буферного действия раствора является буферная емкость (БЕ). Теоретически БЕ равна производной количества вещества сильной кислоты или щёлочи, добавленных к 1л буферного р-ра по изменению рН:

Практически БЕ– это к-во эквивалентов ионов Н+ или ОН-, которые надо добавить к1 л буферного р-ра, чтобы изменить его рН на единицу. При практическом определении буферной емкости по кислоте используют формулы:

где С_{н (к-ты)} и V(_к-ты)– соотвественно, нормальная концентрация и объем раствора кислоты, при добавлении которого к объему буферного раствора V_{буф.р-ра} происходит уменьшение рН на величину ΔрН.

Буферная емкость по щелочи находится по формуле

где С_{н (осн)} и V(_осн)– соотвественно, нормальная концентрация и объем раствора щелочи, при добавлении которого к объему буферного раствора V_{буф.р-ра} происходит увеличение  рН на величину ΔрН

Б. Е. зависит от состава буферного раствора, концентрации и соотношения компонентов.

· Чем больше количества компонентов кислотно-основной пары основание/ сопряженная кислота в растворе, тем выше Б.Е. этого раствора.

· Б. Е. зависит от соотношения концентраций компонентов буферного раствора, а следовательно, и от рН буферного раствора.

· При рН = рКа отношение С (соль)/ С (кислота) = 1, т. е. в растворе имеется одинаковое количество соли и кислоты. При таком соотношении концентраций рН раствора изменяется в меньшей степени, чем при других, и, следовательно, Б. Е. максимальна при равных концентрациях компонентов буферной системы и уменьшается с отклонением от этого соотношения. Б. Е. раствора возрастает по мере увеличения концентрации его компонентов и приближения соотношения [HAn]/ [KtAn] или [KtOH]/ [KtAn] к единице.

Рабочий участок буферной системы, т. е. способность противодействовать изменению рН при добавлении кислот и щелочей, имеет протяженность приблизительно одну единицу рН с каждой стороны от точки рН = рКа. Вне этого интервала буферная емкость быстро падает до 0. Интервал рН = рКа ± 1

называется зоной буферного действия. Выраженное буферное действие наблюдается, если концентрация одного из компонентов превышает концентрацию другого не более, чем в 10 раз. Соотвественно, границы зоны буферного действия составляют:

 

Буферные системы крови: состав, распределение в плазме и эритроцитах, механизм действия гидрокарбонатной, фосфатной, белковой буферных систем, рН крови в норме, рН артериальной и венозной крови.

Кровь содержит 4 основные буферные системы. 1. Гидрокарбонатная. 2. Белковая.3. Гемоглобиновая4. Фосфатная буферная система.

Гидрокарбонатный буфер представлен смесью веществ Н₂СО₃ и NaHCO₃       в     соотношении 1 : 20. Этот буфер представляет собой основную буферную систему плазмы крови; он является системой быстрого реагирования, так как продукт его взаимодействия с кислотами (СО₂) – быстро выводится через легкие.

Механизм действия. В случае накопления кислот в крови уменьшается количество НСО₃^– и происходит реакция: НСО₃^– + Н⁺ ↔ Н₂СО₃ ↔ Н₂О + СО₂↑. Избыток удаляется лёгкими. Однако значение рН крови остаётся постоянным, так как увеличивается объём лёгочной вентиляции, что приводит к уменьшению объёма СО_2. При увеличении щелочности крови концентрация НСО₃^– увеличивается: Н₂СО₃ + ОН^– ↔ НСО₃^– + Н₂О.Это приводит к замедлению вентиляции лёгких, поэтому СО₂ накапливается в организме и буферное соотношение остаётся неизменным.

Гемоглобиновый буфер- Главная буферная система эритроцитов, на долю которой приходится около 75% всей буферной ёмкости крови. Участие гемоглобина в регуляции рН крови связано с его ролью в транспорте кислорода и СО2. Гемоглобиновая буферная система крови играет значительную роль сразу в нескольких физиологических процессах: дыхании, транспорте кислорода в ткани и в поддержании постоянства рН внутри эритроцитов, а в конечном итоге – в крови. Она представлена двумя слабыми кислотами – гемоглобином и оксигемоглобином и сопряженными им основаниями – соответственно гемоглобинат- и оксигемоглобинат-ионами:

HHb ↔ H⁺ + Hb^–

HHbO₂ ↔ H⁺ +HbO₂^–

Оксигемоглобин – более сильная кислота (рКа = 6,95), чем гемоглобин (рКа = 8,2). При рН = 7,25 (внутри эритроцитов) оксигемоглобин ионизирован на 65%, а гемоглобин – на 10%, поэтому присоединение кислорода к гемоглобину уменьшает значение рН крови, так как при этом образуется более сильная кислота. С другой стороны, по мере отдачи кислорода оксигемоглобином в тканях значение рН крови вновь увеличивается.

Буферные свойства ННb прежде всего обусловлены возможностью взаимодействия кислореагирующих соединений с калиевой солью гемоглобина с образованием эквивалентного количества соответствующей калийной соли кислоты и свободного гемоглобина:

КНb + Н₂СО₃ ↔ КНСО₃ + ННb.

Образующийся гидрокарбонат (КНСО₃) уравновешивает количество поступающей Н₂СО₃, рН сохраняется, так как происходит диссоциация потенциальных молекул Н₂СО₃ и образовавшихся гемоглобиновых кислот. Именно таким образом поддерживается рН крови в пределах нормы, несмотря на поступление в венозную кровь огромного количества СО₂ и других кислореагирующих продуктов обмена. В капиллярах лёгких гемоглобин (ННb) поглощает кислород и превращается в HHbO₂, что приводит к некоторому подкислению крови, вытеснению некоторого количества Н₂СО₃ из бикарбонатов и понижению щелочного резерва крови, а в тканях отдает его и поглощает СО₂.

В лёгких: ННb + O₂ ↔ HHbO₂;

HHbO₂ + HCO₃^– ↔ HbO₂ + H₂O + CO₂ ↑

В тканях: HbO₂ ↔ Hb^– + O₂;    Hb^– + Н₂СО₃ ↔ ННb + HCO₃^–

Кроме того, гемоглобиновый буфер является сложным белком и действует как белковый буфер.

Фосфатный буфер составляет 5 % буферной ёмкости. Содержится как в крови, так и в клеточной жидкости других тканей, особенно почек. В клетках он представлен солями К₂НРО₄ и КН₂РО₄, а в плазме крови и в межклеточной жидкости Na₂HPO₄ и NaH₂PO₄. Функционирует в основном в плазме и включает: дигидрофосфат ион Н₂РО₄^– и гидрофосфат ион НРО₄^2-.Отношение [HPO₄^2- ]/[H₂PO₄^–] в плазме крови (при рН = 7,4) равно 4 : 1. Следовательно, эта система имеет буферную ёмкость по кислоте больше, чем по основанию. Например, при увеличении концентрации катионов Н+ во внутриклеточной жидкости, например, в результате переработки мясной пищи, происходит их нейтрализация ионами НРО₄^2- :

Н ₊ + НРО₄^2- ↔ Н₂РО₄^1-

Образующийся избыточный дигидрофосфат выводится почками, что приводит к снижению величины рН мочи.

  При увеличении концентрации оснований в организме, например при употреблении растительной пищи, они нейтрализуются ионами Н₂РО₄^1-:

ОН ‾ + Н₂РО₄^1- ↔ НРО₄^2- + Н₂О

Образующийся избыточный гидрофосфат выводится почками, при этом рН мочи повышается.

  Выведение тех или иных компонентов фосфатной буферной системы с мочой, в зависимости от перерабатываемой пищи, объясняет широкий интервал значений рН мочи – от 4,8 до 7,5. Фосфатная буферная система крови характеризуется меньшей буферной ёмкостью, чем гидрокарбонатная, из-за малой концентрации компонентов крови.

Белковый буфер составляет 5 % буферной ёмкости. Он состоит из белка-кислоты и его соли, образованной сильным основанием.

Pt – COOH – белок-кислота

Pt – COONa – белок-соль

При образовании в организме сильных кислот они взаимодействуют с солью белка. При этом получается эквивалентное количество белок-кислоты: НС1 + Pt-COONa ↔ Pt-COOH + NaCl. По закону разбавления В.Оствальда увеличение концентрации слабого электролита уменьшает его диссоциацию, рН практически не меняется.

 При увеличении щелочных продуктов они взаимодействуют с

Pt-СООН:          NaOH + Pt-COOH ↔ Pt-COONa + h3O

Количество кислоты уменьшается. Однако концентрация ионов Н+ увеличивается за счет потенциальной кислотности белок-кислоты, поэтому практически рН не меняется. Белок – это амфотерный электролит и поэтому проявляет собственное буферное действие.

  В нор­ме рН крови соответствует 7,36, т. е. реакция слабоосновная. Колебания величины рН крови крайне незначительны. Так, в условиях покоя рН артериальной крови соответствует 7,4, а ве­нозной — 7,34. В клетках и тканях рН достигает 7,2 и даже 7,0, что зависит от образования в них в процессе обмена веществ «кислых» продуктов метаболизма. При различных физиологических состояниях рН крови может изменяться как в кислую (до 7,3), так и в щелочную (до 7,5) сторону.

22. Понятие о кислотно-основном состоянии организма: определение, значение для процессов жизнедеятельности, щелочной резерв крови (%, ммоль/л).

Под кислотно-основным состоянием (КОС) подразумевается соотношение концентраций водородных (Н+) и гидроксильных (ОН) ионов в биологических средах. Необходимым условием существования живого организма является поддержание постоянства этого параметра внутренней среды. КОС имеет первостепенное значение, так как:

· Ионы Н+ являются катализаторами многих биохимических превращений;

· Ферменты и гормоны проявляют биологическую активность при строго определённых значениях рН;

· Наибольшие изменения концентрации ионов Н+ крови и межтканевой жидкости влияют на величину их осмотического давления.

· Отклонение рН крови (7,4) на 0,3 ед. может привести к коматозному состоянию, отклонение на 0,4 ед. может повлечь смертельный исход. рН слюны равное 5 ед. приводит к развитию кариеса.

К основным показателям КОС относят рН крови, парциальное давление СО2, щелочной баланс крови. В норме рН крови равно 7,4. Смещение рН в сторону увеличения называется алкалозом, а в сторону уменьшения – ацидозом. Парциальное давление СО2 в норме составляет 40 мм рт.ст. Снижение этого показателя наблюдается при дыхательном алкалозе и метаболическом ацидозе. Повышение давления СО2 отмечается при дыхательном ацидозе и метаболическом алкалозе.

Щелочной резерв крови – показатель функциональных возможностей буферной системы крови, численно совпадает с концентрацией бикарбонатного аниона (НСО₃^– ) при фактическом состоянии плазмы ар­териальной крови в кровеносном русле. В физиологических условиях равен 22-25 ммоль/л. Другое определение щелочного резерва крови – способность циркулирующей крови связывать CO₂. Она вычисляется в условиях уравновешивания плазмы крови при P(CO₂)=40 mm Hg: определяется общее количество CO₂, из которого вычитают количество физически растворённого CO₂ в исследуемой сыворотке крови. Величина выражается в объёмных процентах CO₂ (в мл CO₂ на 100 мл плазмы), в норме у человека составляет 50—65 об.% CO2. Понятие щелочного резерва крови тесно связано с работой гемоглобиновой буферной системы организма, способствующей поддержанию уровня pH циркулирующей крови в физиологических пределах. Уменьшение щелочности свидетельствует об уменьшении содержания бикарбонатов в организме, а увеличение её – об увеличении их.

Буферная емкость и факторы на нее влияющие. Зона буферного действия.

Буферная емкость(В)– величина, характеризующая способность БС противодействовать изменению рН, при добавлении щелочей или сильных кислот.
В= n(1/zX)/ ΔpH*Vб.= С(1/z X)*Vx/ ΔpH*Vб.
В-буферная емкость,
n-кол-во вещества (ммоль),
z-число эквивалентов,
X- формула сильной кислоты или щелочи,
n(1/z X)- кол-во эквивалентного в-ва X(ммоль),
ΔpH=pHкон.-рНнач. (по модулю),
С(1/z X)- молярная концентрация эквивалентного в-ва X(ммоль/л),
Vx-объем растворенного в-ва X (л),
Vб.- объем БР (л)

[B]-ммоль/л- ммоль эквивалентов сильной кислоты или щелочи на 1л БР.
Вx-буферная емкость по кислоте,
Вщ- буферная емкость по щелочи.

Факторы, влияющие на В:
1. Концентрация компонентов БС, чем она больше, тем больше кол-ва сильной кислоты или щелочи может быть нейтрализовано, тем больше В.
2. Отношение концентраций компонентов, а, следовательно рН БР, которое, как следует из уравнения Г-Г, зависит от этого показателя.
Если концентрации компонентов одинаковы, то их отношение равно 1, тк. Lg=0, то уравнение Г-Г примет следующий вид:
для КБС: рН=рКк,
для ОБС: рН=14-рКо.
Именно при этих значениях рН, В будет максимальной.
БС обладают буферной емкостью только при определенных значениях рН, в так называемой зоне буферного действия.
ЗБД– интервал значения рН, внутри которого БС способна противодействовать изменению концентрации Н+ ( изменению реакции среды).
Интервал примерно равен двум единицам рН.
1.КБС: рН=рКк±1
2.ОБС: рН=(14-рКо)±1
Вывод: для того, чтобы рН БР входило в зону БД, концентрация одного компонента не должна превышать концентрацию другого больше , чем в 10 раз

 

23. Буферные системы крови:состав, распределение в плазме и эритроцитах, иеханизм действия гидрокарбонатной, фосфатной, белковой буф. Систем. pH в крови в норме, pH артериальной и венозной крови

Постоянство pH внутренней среды организма обусловлено совместным действием буферных систем и ряда физиологических механизмов (деятельность легких, выделительная функция почек).

Ph во в артериальной крови 7,4 (7,36-7,46), в венозной крови 7,38. Колебание pH в этих водных сегментах совместимо с жизнью (6,9-7,8). На их долю 44% буферной емкости крови.

Распределение БС в плазме – гидрокарбонатная 35%, белковая 7%, фосфатная 2% .На их долю 44% буферной емкости крови.

В эритроцитах- гемоглобиновая 35%, гидрокарбонатная 18%, фосфатная(органических фосфатов) 3%. На их долю приходится 56% буферное емкости крови.

Поддержание pH крови является важнейшей физиологической задачей. Если бы не существовало механизма поддержки pH, то огромное количество кислотных продуктов, образовавшихся в результате метаболизма, вызывали бы закисление (ацидоз). В меньшей степени в организме накапливаются в процессе метаболизма щелочные продукты, которые могут сместить pH среды в щелочную сторону ( алкалоз ).

Постоянство pH во внеклеточном сегменте поддерживается сильными буферными системами крови, дыхательной и почечной регуляцией. Важными буферными системами являются: бикарбонатная, фосфатная, гемоглобиновая, белковая

Бикарбонатная буферная система.

NaHCO₃/ H₂CO₃ = 20:1

Эта система представлена бикарбонатом натрия (гидрокарбонатом) и угольной кислотой.

Механизм действия.

При накоплении в организме кислых продуктов они вступают в реакцию нейтрализации с бикарбонатом Na с образованием NaCl и H₂CO₃ (который диссоциирует на CO₂ и H₂O) CO₂ с помощью гемоглобиновой буферной системы переносится в легкие, а оттуда выводится из организма. Таким образом существует связь между этими двумя буферными системами.

NaHCO₃ + НCl NaCl + H₂CO₃ (диссоциирует на)

 

H₂O CO₂

При появлении в крови избытка щелочных продуктов в реакцию вступает второй компонент буферной системы H₂CO₃, в результате чего образуется бикарбонат Na и вода. Избыток NaHCO₃ удаляется через почки.

 

H₂CO₃ + NaOHNaHCO₃ + H₂O

Таким образом, благодаря легким и почкам соотношение между NaHCO₃ и H₂CO₃ поддерживается на постоянном уровне равном 20:1 (это соотношение свидетельствует о том, что щелочной компонент буфера должен быть больше кислотного резерва т.к. вероятность образования в организме кислого продукта намного выше).

Фосфатная буферная система.

1% от всей емкости крови. Она представлена солями фосфорной кислоты: двух и одного замещенного фосфорнокислого Na.

Na₂HPO₄/ NaH₂PO₄ = 4:1

Механизм действия.

При появлении в среде кислого продукта появляется однозамещенный NaH₂PO₄-менее кислый продукт, а при защелачивании двузамещенный Na₂HPO₄.

Действие фосфатного буфера связано с действием почек, а механизм регуляции, как и у бикарбонатной буферной системы, т.е. при закислении среды в почках возрастает секреция ионов водорода в просвет канальцев, где эти ионы вступают в реакцию с двузамещенным фосфорнокислым Na (Na₂HPO₄) и образованием Na₂H₂PO₄ который выделяется с мочой, и наоборот.

HPO₄^2- + H⁺ H₂PO₄^–

H₂PO₄^– + OH^– HPO₄^2- + H₂O

Гемоглобиновая буферная система.

Самая сильная система крови. Она в 9 раз мощнее бикарбонатного буфера и на ее долю приходится 75% всей емкости крови.

Белковая буферная система.

Имеет меньшее значение для поддержания К.О.С. в плазме крови.

Механизм :

1. Взаимодействие с кислотой

(NH₄)⁺-R-(COO^–)+H⁺=(NH₃)⁺ -R-(COOH)

2. Взаимодействие со щелочью

(NH₃)⁺ -R-(COO^–)+ OH^– =(NH₂) -R-(COO^–)+H₂O

 

Буферная емкость

| Программа REEL химии ОГУ

Объем буфера

Буферная емкость определяет способность раствора противостоять изменениям pH за счет абсорбции или десорбции ионов H + и OH-. Когда кислота или основание добавляются в буферную систему, влияние на изменение pH может быть большим или небольшим, в зависимости как от начального pH, так и от способности буфера сопротивляться изменению pH. Емкость буфера (β) определяется как количество молей кислоты или основания, необходимое для изменения pH раствора на 1, деленное на изменение pH и объем буфера в литрах; это безразмерное число.Буфер противостоит изменениям pH из-за добавления кислоты или основания через потребление буфера. Пока буфер не прореагировал полностью, pH не изменится резко. Изменение pH будет увеличиваться (или уменьшаться) более резко по мере истощения буфера: он становится менее устойчивым к изменению.

Расчет емкости буфера
Вместимость буфера определяется титрованием, методом, при котором известный объем и концентрация основания или кислоты добавляется к аналиту неизвестной концентрации (рис. 2).В анализе, выполняемом классом Chemistry 221, для отслеживания изменения pH использовался регистратор данных PASCO Xplorer GLX с pH-электродом. При определении буферной емкости посредством эксперимента по титрованию ровная область кривой титрования перед точкой эквивалентности является буферной областью (рис. 3). За пределами буферной области pH резко изменяется вблизи точки эквивалентности. В лабораторных условиях буферный раствор может быть создан путем смешивания слабой кислоты с ее конъюгированным основанием. Ионы, которые естественным образом присутствуют в реках, являются буферными компонентами, которые позволяют pH воды оставаться стабильным с течением времени.Буферная емкость речной воды очень важна, обычно требуя узких диапазонов pH, которые имеют решающее значение для выживания большинства организмов. Если буферная емкость речной воды слишком мала или рН воды выходит за пределы буферного диапазона, это может быть смертельным для экосистемы реки. Согласно Ван Вурену, буферная емкость может использоваться при анализе проб воды для определения качества воды (2001).

Резюме
Буферная емкость – это количественная мера устойчивости к изменению pH при добавлении ионов H + или OH-.Для речной воды важно поддерживать стабильный уровень pH, чтобы местные экосистемы сохранялись для процветания Колумба.
Ссылки:
Харрис, Дэниел К. Количественный химический анализ. (7-е изд.). В. Х. Фриман и компания. 2007.

Харрис, Джастин. Приготовление буферов и измерение буферной емкости. Кармен Вики. Государственный университет Огайо. 18.11.11. Получено из attachments / 26518655 / Buffer + Lab.pdf? Version = 1 & ModificationDate = 1301198124224>.

Vooren, L. Van, Steene, LM. Ван Де, Оттой, Ж.-П., и Ванроллегхем, П.А. (2001). Автоматическое построение модели буферной емкости для мониторинга качества воды. 18.11.11. Получено с сайта .

Йонг, Р.Н., Варкентин, Б.П., Падунгчевит, Ю., и Гальвез, Р. (1990, 24 сентября). Буферная емкость и удержание свинца в глиняных материалах. 18.11.11. Получено с сайта .

Авторы материалов в этом разделе: Паркер Брамфилд, Амелия Хестон, Мейка Трэвис и Ребекка Хейз; Кристофер Лопес, Джон Ратерман и Эммануэль О,

Введение в буферы – химия LibreTexts

Буфер – это раствор, который может противостоять изменению pH при добавлении кислотных или основных компонентов. Он способен нейтрализовать небольшие количества добавленной кислоты или основания, таким образом поддерживая относительно стабильный pH раствора.Это важно для процессов и / или реакций, требующих определенных и стабильных диапазонов pH. Буферные растворы имеют рабочий диапазон pH и емкость, которые определяют, сколько кислоты / основания можно нейтрализовать до изменения pH, а также количество, на которое оно изменится.

Из чего состоит буфер?

Для эффективного поддержания диапазона pH буфер должен состоять из слабой конъюгированной пары кислота-основание, что означает либо a. слабая кислота и сопряженное с ней основание, или b. слабое основание и сопряженная с ним кислота.Использование того или другого будет просто зависеть от желаемого pH при приготовлении буфера. Например, в растворе следующие буферы могут функционировать как буферы:

• Уксусная кислота (слабая органическая кислота с формулой CH ₃ COOH) и соль, содержащая сопряженное с ней основание, ацетат-анион (CH ₃ COO ^–), например ацетат натрия (CH ₃ COONa)
• Пиридин (слабое основание с формулой C ₅ H ₅ N) и соль, содержащая его сопряженную кислоту, катион пиридиния (C ₅ H ₅ NH ⁺ ), такую ​​как хлорид пиридиния.
• Аммиак (слабое основание с формулой NH ₃ ) и соль, содержащая его сопряженную кислоту, катион аммония, такую ​​как гидроксид аммония (NH ₄ OH)

Как работает буфер?

Буфер способен противостоять изменению pH, поскольку оба компонента (конъюгированная кислота и конъюгат основания) присутствуют в заметных количествах в равновесии и способны нейтрализовать небольшие количества других кислот и оснований (в форме H ₃ O ⁺ и OH ^– ) при добавлении в раствор.Чтобы прояснить этот эффект, мы можем рассмотреть простой пример буфера с фтористоводородной кислотой (HF) и фторидом натрия (NaF). Плавиковая кислота является слабой кислотой из-за сильного притяжения между относительно небольшим ионом F ^– и сольватированными протонами (H ₃ O ⁺ ), что не позволяет ей полностью диссоциировать в воде. Следовательно, если мы получаем HF в водном растворе, мы устанавливаем следующее равновесие только с небольшой диссоциацией (K _a (HF) = 6,6×10 ^-4 , сильно способствует реагентам):

\ [HF _ {(aq)} + H_2O _ {(l)} \ rightleftharpoons F ^ -_ {(aq)} + H_3O ^ + _ {(aq)} \]

Затем мы можем добавить и растворить фторид натрия в растворе и смешать их до тех пор, пока не достигнем желаемого объема и pH, при которых мы хотим создать буфер.-_ {(водный)} \]

Поскольку Na ⁺ представляет собой конъюгат сильного основания, он не будет влиять на pH или реакционную способность буфера. Добавление \ (NaF \) к раствору, однако, увеличит концентрацию F ^– в буферном растворе и, следовательно, по принципу Ле Шателье, приведет к немного меньшей диссоциации HF в предыдущем равновесии, также. Присутствие значительных количеств конъюгированной кислоты \ (HF \) и конъюгированного основания F ^– позволяет раствору действовать как буфер.Это буферное действие можно увидеть на кривой титрования буферного раствора.

Как видим, за рабочий диапазон буфера. pH очень мало изменяется при добавлении кислоты или основания. При превышении буферной емкости скорость изменения pH резко возрастает. Это происходит из-за того, что конъюгированная кислота или основание истощены в результате нейтрализации. Этот принцип подразумевает, что большее количество конъюгированной кислоты или основания будет иметь большую буферную способность. + _ {(aq)} \ rightleftharpoons HF _ {(aq)} + H_2O _ {(l)} \]

В этой реакции конъюгат основания, F ^–, нейтрализует добавленную кислоту, H ₃ O ⁺ , и эта реакция завершается, поскольку реакция F ^– с H ₃ O ⁺ имеет константу равновесия намного больше единицы.(Фактически, константа равновесия реакции, как написано, является просто обратной величиной K _a для HF: 1 / K _a (HF) = 1 / (6,6×10 ^-4 ) = 1,5×10 ⁺³ .) Пока F ^– больше, чем H ₃ O ⁺ , почти вся H ₃ O ⁺ будет израсходована, и равновесие сместится вправо, немного увеличивая концентрация HF и незначительное уменьшение концентрации F ^– , но практически не приводит к каким-либо изменениям в количестве H ₃ O ⁺ , присутствующего после восстановления равновесия.-_ {(водн.)} + H_2O _ {(l)} \]

В этой реакции конъюгированная кислота, HF, нейтрализует добавленные количества основания, OH ^–, и равновесие снова сместится вправо, немного увеличивая концентрацию F ^– в растворе и уменьшая количество ВЧ слегка. Опять же, поскольку большая часть OH ^– нейтрализована, изменение pH будет незначительным.

Эти две реакции могут продолжать чередоваться с небольшим изменением pH.

Выбор подходящих компонентов для желаемого pH

Буферы

работают лучше всего, когда pK _– используемого конъюгата слабой кислоты близко к желаемому рабочему диапазону буфера.Оказывается, это так, когда концентрации конъюгированной кислоты и конъюгированного основания примерно равны (в пределах примерно 10 раз). Например, мы знаем, что K _a для плавиковой кислоты составляет 6,6 x 10 ^-4 , поэтому его pK _a = -log (6,6 x 10 ^-4 ) = 3,18. Таким образом, буфер на основе фтористоводородной кислоты лучше всего работает в диапазоне буфера около pH = 3,18.

Для слабого щелочного аммиака (NH ₃ ) значение K _b составляет 1,8×10 ^-5 , что означает, что K _a для диссоциации его сопряженной кислоты, NH ₄ ⁺ , является K _w / K _b = 10 ^-14 /1.8×10 ^-5 = 5,6×10 ^-10 . Таким образом, pK _a для NH ₄ ⁺ = 9,25, поэтому буферы с использованием NH ₄ ⁺ / NH ₃ будут лучше всего работать при pH 9,25. (Это всегда pK _a конъюгированной кислоты, которая определяет приблизительный pH для буферной системы, хотя это, очевидно, зависит от pK _b конъюгированного основания.)

Когда желаемый pH буферного раствора близок к pK _– используемого конъюгата кислоты (т.е.е., когда количества конъюгированной кислоты и конъюгированного основания в растворе находятся в пределах примерно 10 раз друг от друга), уравнение Хендерсона-Хассельбалха может быть применено как простое приближение pH раствора, как мы увидим в следующем раздел.

Пример 1: HF буфер

В этом примере мы продолжим использовать буфер плавиковой кислоты. Мы обсудим процесс приготовления буфера HF при pH 3,0. Мы можем использовать приближение Хендерсона-Хассельбаха для расчета необходимого отношения F ^– и HF.{-0,18} \]

\ [\ dfrac {[Основание]} {[Кислота]} = 0,66 \]

Это просто соотношение концентраций конъюгата основания и конъюгированной кислоты, которые нам понадобятся в нашем растворе. Однако что, если у нас есть 100 мл 1 M HF и мы хотим приготовить буфер с использованием NaF? Сколько фторида натрия нам нужно добавить, чтобы создать буфер с указанным pH (3,0)?

Мы знаем из наших расчетов Хендерсона-Хассельбаха, что соотношение основание / кислота должно быть равно 0,66. Из таблицы молярных масс, такой как таблица Менделеева, мы можем вычислить молярную массу NaF, равную 41.+ _ {(водн.)} \]

Мы могли бы использовать таблицы ICE для расчета концентрации F ^– от диссоциации HF, но, поскольку K _a настолько мал, мы можем приблизительно рассчитать, что практически весь HF останется недиссоциированным, поэтому количество F ^– в растворе от диссоциации HF будет незначительно. Таким образом, [HF] составляет около 1 M, а [F ^– ] близко к 0. Это будет особенно верно после того, как мы добавим еще F ^– , добавление которого еще больше подавит диссоциацию HF. .

Мы хотим, чтобы соотношение Основание / Кислота было 0,66, поэтому нам потребуется [Основание] / 1M = 0,66. Таким образом, [F ^– ] должно быть около 0,66 М. Тогда на 100 мл раствора нам нужно добавить 0,066 моль (0,1 л x 0,66 М) F ^– . Поскольку мы добавляем NaF в качестве источника F ^– , и поскольку NaF полностью диссоциирует в воде, нам нужно 0,066 моль NaF. Таким образом, 0,066 моль х 41,99 г / моль = 2,767 г.

Обратите внимание, что, поскольку конъюгированная кислота и конъюгат основания смешиваются в одном и том же объеме раствора в буфере, соотношение «Основание / Кислота» остается таким же, независимо от того, используем ли мы соотношение «концентрация основания к концентрации кислота, «ИЛИ отношение» моль основания к молям кислоты.«Оказывается, pH раствора не зависит от объема! (Это верно только до тех пор, пока раствор не становится настолько разбавленным, что автоионизация воды становится важным источником H ⁺ или OH ^{. –} . Однако такие разбавленные растворы редко используются в качестве буферов.)

Добавление сильных кислот или оснований в буферные растворы

Теперь, когда у нас есть прекрасный буфер F ^– / HF, давайте посмотрим, что происходит, когда мы добавляем в него сильную кислоту или основание. Напомним, что количество F ^– в растворе равно 0.66M x 0,1 L = 0,066 моль, а количество HF составляет 1,0 M x 0,1L = 0,10 моль. Давайте дважды проверим pH, используя приближение Хендерсона-Хассельбаха, но используя моль вместо концентраций:

pH = pK _a + log (основание / кислота) = 3,18 + log (0,066 моль F ^– / 0,10 моль HF) = 3,00

Хорошо. Теперь посмотрим, что произойдет, если мы добавим небольшое количество сильной кислоты, например HCl. Когда мы помещаем HCl в воду, она полностью диссоциирует на H ₃ O ⁺ и Cl ^– .+ _ {(aq)} \ rightleftharpoons HF _ {(aq)} + H_2O _ {(l)} \]

На каждый добавленный моль H ₃ O ⁺ эквивалентное количество конъюгированного основания (в данном случае F ^–) также будет реагировать, и константа равновесия для реакции большая, поэтому реакция будет продолжайте до тех пор, пока один или другой не израсходуются. Если F ^– израсходован до того, как отреагирует весь H ₃ O ⁺ , то оставшийся H ₃ O ⁺ будет напрямую влиять на pH.В этом случае емкость буфера будет превышена – ситуации, которую пытаются избежать. Однако для нашего примера предположим, что количество добавленной H ₃ O ⁺ меньше, чем количество F ^– , поэтому наша буферная емкость НЕ превышена. Для целей этого примера мы позволим добавленному H ₃ O ⁺ быть равным 0,01 моль (от 0,01 моль HCl). Теперь, если мы добавим 0,01 моль HCl в 100 мл чистой воды, мы ожидаем, что pH полученного раствора будет равен 1.00 (0,01 моль / 0,10 л = 0,1 М; pH = -log (0,1) = 1,0).

Однако мы добавляем H ₃ O ⁺ в раствор, содержащий F ^– , поэтому H ₃ O ⁺ будет полностью израсходован при реакции с F ^– . В процессе 0,066 моль F ^– уменьшается:

0,066 начальных моль F ^– – 0,010 моль прореагировавшего с H ₃ O ⁺ = 0,056 моль F ^– оставшееся

Также во время этого процесса в результате реакции образуется больше HF:

0.10 исходных моль HF + 0,010 моль от реакции F ^– с H ₃ O ⁺ = 0,11 моль HF после реакции

Добавление этих новых значений в Henderson-Hasselbalch дает:

pH = pK _a + log (основание / кислота) = 3,18 + log (0,056 моль F ^– / 0,11 моль HF) = 2,89

Таким образом, наш буфер сделал то, что должен: он сопротивлялся изменению pH, упав только с 3,00 до 2,89 при добавлении 0,01 моля сильной кислоты.

Буферная емкость морской воды – Большая химическая энциклопедия

В пресных водах с низким содержанием минералов и низкой буферной способностью атмосферный CO2 оказывает значительное влияние на pH.Влияние повышенного состава СО2 в атмосфере на pH морской воды невелико из-за ее большой буферной способности. PH морской воды составляет ок. 8.2, в то время как озера с низким содержанием минеральных веществ часто имеют низкую буферную способность и могут иметь pH до 3, отчасти из-за антропогенных факторов … [Pg.189]

Количество кислоты или основания, которое буферный раствор может нейтрализовать до резкого повышения pH изменения начинают происходить, это называется его буферной емкостью. Кровь и морская вода содержат несколько конъюгированных кислотно-основных пар для буферизации pH раствора и уменьшения воздействия кислот и оснований на живые существа.[Pg.175]

Морел, Ф., Макдафф, Р. Э. и Морган, Дж. Дж. Теория интенсивностей взаимодействия, буферной емкости и стабильности pH в водных системах с применением к pH морской воды и гетерогенной модельной океанской системе. Mar. [Pg.889]

Другая потенциальная связь между Si-метабоСмом и фотосинтетической способностью была предложена Миллиганом и Морелом (2002). Эти авторы продемонстрировали, что биогенный кремнезем обеспечивает хорошую буферную способность морской воды и потенциально может использоваться в качестве донора протонов.В частности, МиУиган и Морель предлагают усилить активность RubisCO, который недонасыщен по CO2 при температуре окружающей среды … [Pg.1600]

Окислительно-восстановительная буферная способность морской воды, проиллюстрированная диапазонами pe, в которых акцепторы электронов стабильны ( ордината) в зависимости от концентрации акцептора электронов в морской воде. Хотя восстановление O2 и NO3 преобладает в окислительно-восстановительных реакциях и диапазоне ПЭ в морской воде и отложениях океана, наиболее распространенными акцепторами электронов являются SO4 и CO2, и они занимают относительно небольшой диапазон ПЭ.[Стр.95]

Поток осаждения серы из атмосферы в океаны и на поверхность суши увеличился примерно на 2 5 и 163% соответственно. Хотя этот вход практически не влияет на химический состав морской воды, из-за ее буферной способности и большого количества сульфата (SO -), который она содержит (см. … [Стр.263]

Это было связано с анаэробным дыханием микроорганизмами, такими как Desulfovibrio в просачиваемых отложениях (Aharon, 2000), они используют многочисленные восстановленные формы углерода в качестве доноров электронов и S042, полученный из морской воды, в качестве акцептора электронов.Помимо h3S, этот метаболизм может также производить карбонаты и аммиак, концентрация и тип которых зависят от природы восстановленных углеродных субстратов и от буферной способности окружающей среды. Сульфат и h3S часто показывают линейную обратную зависимость в профилях поровых флюидов просачиваемых отложений, что дополнительно указывает на связь между восстановлением сульфата и образованием h3S (Aharon, 2000). [Стр.272]

Морская вода обладает относительно высокой буферной способностью pH, которая в значительной степени контролируется концентрацией CO2 в воде в соответствии с реакцией… [Pg.89]

В морской воде с высоким pH, не связанной с Ci, поглощение протонов было предотвращено (рис. 1B A). При этом резко снизилось общее количество потребляемого О2 (с 48 до 18 пмоль / г ж.д.). Это уменьшенное производство O2 в морской воде с высоким pH, не содержащей Ci, имеет такую ​​же величину, что и интегральная кратковременная скорость образования O2 (фотосинтетическая буферная способность) в морской воде с высоким pH и нормальным (c 2 нмоль) содержанием Ci (рис. 1C). В обоих случаях использование связанного CXD2, вероятно, ограничено протонами, происходящими из внутреннего пула (1).Следовательно, когда A. nodosum с рис. 1C был возвращен в темноту и нормальную морскую воду … [Pg.3285]

РИСУНОК 3. Некоторые свойства различных бурых водорослей. A, процент площади внешней клеточной мембраны меристерии, покрытой митохондриями B, уровень компенсации COL в воздухе C, поглощение CO2 из воздуха (o) и поглощение HC03 из морской воды при pH 9,85 (масштаб увеличен в 20 раз) D, фотосинтетический буферная емкость в морской воде Си-Фи при pH 8,0 (o) и при pH 9,7 (). [Pg.3287]

В пресных водах с низким содержанием минералов и низкой буферной способностью как атмосферный CO2, так и биологическое разложение оказывает огромное влияние на pH.Воздействие атмосферного CO2 на pH морской воды намного меньше, но многофазное равновесие следует из взаимодействия с растворенными и твердыми минеральными карбонатами. [Стр.202]

pH морской воды находится в диапазоне 7,8-S.3. Такой узкий диапазон pH обусловлен реакциями, которые вызывают обмен углекислого газа в воздухе с морской водой и фотосинтез. Изменения pH морской воды компенсируются карбонатной системой и присутствием недиссоциированной борной кислоты [7]. Буферная способность и постоянство природных вод, таких как морская вода, обсуждаются в ссылке 8.[Pg.362]

Seasalt также может вызывать ошибки в спектрофотометрическом сигнале. Эти солевые эффекты представляют собой либо подавление поглощения аналита (например, при определении силиката и фосфата) ионами морской воды, либо эффект буферной емкости морской воды (например, сдвиги в pH реакции мешают определению аммиака. ). [Стр.165]

Химические процедуры, на которые влияет буферная емкость морской воды, например определение аммиака, требуют либо корректировки матрицы стандартов, либо аналитических результатов необходимо скорректировать с учетом ошибки солености.[Стр.166]

Это означает, что pH изменяется, если раствор не забуферен, особенно вблизи металлических поверхностей. Поскольку буферная емкость морской воды не соответствует требованиям, хлорид аммония добавляется и как комплексообразователь, и как буфер … [Pg.182]

Индофеноловый синий, производимый тем же количеством аммиака, меньше в морской воде, чем в чистой воде. Этот солевой эффект вызван (i) ионами магния, как также утверждали Грассхофф и Йохансен (1974), и (u) буферной способностью морской воды.Увеличение количества ионов Mg и увеличение буферной емкости снижает конечный pH реакции. Следовательно, можно предположить, что солевой эффект вызван pH. Хлорид-ион не имеет никакого влияния. [Стр.190]

Равновесия, представленные уравнениями. (2.18) – (2.23) дополнительно указывают на то, что при введении ОН уравнения (2.19) и (2.20) смещены вправо, что приводит к образованию протонов. Это предотвращает любое повышение pH и учитывает буферную способность морской воды. Однако независимо от этого уравнения(2.18) – (2.23) показывают, что это буферное действие сопровождается образованием известковых отложений на катодных поверхностях, подверженных воздействию морской воды. [Стр.132]

---

Буферные таблицы

Буферные таблицы Ниже приведены рецепты ряда общих биологических буферов, взятых из Рузин, 1999 Plant Microtechnique and Microscopy . При выборе буфера для конкретного приложения выбирайте буфер на основе его оптимума pH и биологических свойств, а не исторического использования.Многие буферные виды влияют на биологические системы, ферментативную активность, субстраты или кофакторы (Perrin and Dempsey, 1974). Например, фосфатные буферы подавляют активность нескольких метаболических ферментов, включая карбоксилазу, фумаразу и фосфоглюкомутазу. Барбитурат препятствует окислительному фосфорилированию. Трис-буфер реагирует с первичными аминами и изменяет перенос электронов и фосфорилирование в хлоропластах. Трис также подавляет дыхательные ферменты в митохондриях. HEPES не обладает этими отрицательными эффектами, но буферизует при аналогичном диапазоне pH.MOPS и MES разлагаются при автоклавировании в присутствии глюкозы. Сохраняйте концентрацию буфера как можно более низкой, но достаточной для поддержания pH.

ГЛИЦИН – HCL; PH 2,2–3,6, ПК _A = 2,35

Объедините 25 мл 0,2 М глицина и x мл HCl и разбавьте до 100 мл с помощью DI (Dawson, et al. , 1969).

x (мл)	pH
22.0	2,2
16,2	2,4
12,1	2,6
8,4	2,8
5,7	3,0
4,1	3,2
3,2	3,4
2,5	3.6

АЦЕТАТ НАТРИЯ; PH 3,6–5,6, ПК _A = 4,76

Смешайте следующие пропорции 0,1 N уксусной кислоты и 0,1 N ацетата натрия (Pearse, 1980).

уксусная кислота	натрия ацетат	pH
185	15	3.6
176	24	3,8
164	36	4,0
147	53	4,2
126	74	4,4
102	98	4,6
80	120	4.8
59	141	5,0
42	158	5,2
29	171	5,4
19	181	5,6

БУФЕРИРОВАННЫЙ СОЛИН (PBS, TBS, TNT, PBT)

Забуференные физиологические растворы часто используются при проведении экспериментов по иммунолокализации.Есть много вариаций. Здесь представлены три распространенных препарата (Mishkind, et al. , 1987).

PBS 20x стандартный			ТБС
Хлорид калия	4 г	53,6 мМ	Калия хлорид 4 г
NaCl	160 г	274 мМ	NaCl 160 г
Фосфат калия одноосновный	4 г	29.4 мМ	Трис-буфер (10 мМ, pH 7,5) на 1 литр
Двухосновный фосфат натрия (7 • h3O) DI	43,2 г	от 17,5 мм до 1 литра	Использовать TBS при иммуноцитохимическом анализе
			экспериментов на тканях, чувствительных к фосфату
			(обычно фотосинтетические ткани)
TNT			PBT
NaCl	150 мМ		PBS к vol
Трис-буфер (100 мМ, pH 7.5)	на 1 литр		Твин 20 1% (об. / Об.)

КАКОДИЛАТНЫЙ БУФЕР; PH 5,0–7,4, ПК _A = 6,27

Какодилатный буфер натрия [Na (Ch4) 2 AsO2 • 3h3O] является альтернативой фосфатному буферу Соренсена. Обладает хорошей буферной способностью pH в диапазоне pH 5,0–7,4. Какодилат был предложен для электронной микроскопии Sabatini et al. (1962) как способ избежать добавления дополнительных фосфатов к препаратам образцов. Митохондрии и другие органеллы могут быть повреждены при подвергается воздействию высоких концентраций фосфатов, присутствующих в буферах Соренсена. Кроме того, какодилат не будет реагировать с альдегидными фиксаторами, как аминсодержащие буферы (, например, Tris). Его эффективность в фиксирующих растворах может быть результатом ингибирующего метаболизм эффекта арсената, а не какой-либо специальной буферной способности.

Подготовьте 0.2 М маточный раствор какодилата натрия в воде (4,28 г / 100 мл). Добавьте следующие количества 0,2 M HCl на 100 мл исходного раствора какодилата с последующим добавлением DI до конечного объема 400 мл, чтобы получить 0,05 M какодилатный буфер при желаемом pH (Dawes, 1971).

0,2 М HCl	pH
94,0	5,0
90.0	5,2
86,0	5,4
78,4	5,6
69,6	5,8
59,2	6,0
47,6	6,2
36,6	6,4
26.6	6,6
18,6	6,8
12,6	7,0
8,4	7,2
5,4	7,4

«ХОРОШИЕ» БУФЕРЫ; ПК _А = 6,15–8,06

Трис – HCl (pKa = 8.06) и малеат (pKa = 6,26) имеют рабочий диапазон pH 5,0–8,6 и могут успешно использоваться для буферизации окрашивающих растворов (, например, Toluidine Blue O). Однако избегайте триса с фиксаторами альдегидов или тетроксидом осмия, поскольку альдегиды вступают в реакцию с аминогруппой триса, что приводит к потере буферной способности. PIPES (pKa = 6.80) обычно используется в качестве буфера для удержания актиновых филаментов во время фиксации. Другие полезные биологические буферы включают HEPES (pKa = 7,55), MES (pKa = 6,15) и MOPS (pKa = 7.20) (Good, и др., , 1966; Perrin, Dempsey, 1974).

ЦИТРАТНЫЙ БУФЕР; PH 3,0–6,2, PK _A = 6,40 Базовые растворы цитратного буфера (Gomori, 1955): A : 0,1 М лимонная кислота; B : 0,1 М цитрат натрия. Используйте x мл A + y мл B и разбавьте до 100 мл 50 мл DI.

0,1 М лимонная кислота	0,1 М цитрат натрия	pH
46.5	3,5	3,0
43,7	6,3	3,2
40,0	10,0	3,4
37,0	13,0	3,6
35,0	15,0	3,8
33,0	17.0	4,0
31,5	18,5	4,2
28,0	22,0	4,4
25,5	24,5	4,6
23,0	27,0	4,8
20,5	29,5	5.0
18,0	32,0	5,2
16,0	34,0	5,4
13,7	36,3	5,6
11,8	38,2	5,8
9,5	41,5	6,0
7.2	42,8	6,2

ФОСФАТНЫЙ БУФЕР СЁРЕНСЕНА; PH 5,8–8,0 , PK _A = 7,20

Смешайте соответствующие объемы бульона и добавьте равный объем дистиллированной воды, чтобы получить конечный 0,1 М фосфатный буферный раствор Соренсена (Sørensen, 1909; Gomori, 1955). Имейте в виду, что высокий уровень фосфата может быть несколько токсичным для растительных клеток (Sabatini, et al., 1962), и поэтому буфер Соренсена может не подходить для некоторых экспериментов.

Базовые растворы: A 0,2 M Nah3PO4 B 0,2 M Na2HPO4

A (мл)	B (мл)	pH
92,0	8,0	5,8
87,7	12.3	6,0
81,5	18,5	6,2
68,5	31,5	6,5
62,5	37,5	6,6
56,5	43,5	6,7
51,0	49.0	6,8
45,0	55,0	6,9
39,0	61,0	7,0
33,0	67,0	7,1
28,0	72,0	7,2
23,0	77.0	7,3
19,0	81,0	7,4
16,0	84,0	7,5
8,5	91,5	7,8
5,3	94,7	8,0

ФОСФАТНО-ЦИТРАТНЫЙ БУФЕР; PH 2.2–8,0, ПК _А = 7,20 / 6,40

Добавьте следующее, чтобы создать 100 мл фосфатно-цитратного буферного раствора. Сток растворов

0,2 М двухосновного фосфата натрия; 0,1 М лимонной кислоты (Pearse, 1980).

0,2 M Na2HPO4 (мл)	0,1 М цитрат (мл)	pH
5.4	44,6	2,6
7,8	42,2	2,8
10,2	39,8	3,0
12,3	37,7	3,2
14,1	35,9	3,4
16.1	33,9	3,6
17,7	32,3	3,8
19,3	30,7	4,0
20,6	29,4	4,2
22,2	27,8	4,4
23.3	26,7	4,6
24,8	25,2	4,8
25,7	24,3	5,0
26,7	23,3	5,2
27,8	22,2	5,4
29.0	21,0	5,6
30,3	19,7	5,8
32,1	17,9	6,0
33,1	16,9	6,2
34,6	15,4	6,4
36.4	13,6	6,6
40,9	9,1	6,8
43,6	6,5	7,0

БАРБИТАЛЬНЫЙ БУФЕР; PH 6,8–9,2, ПК _A = 7,98

Добавьте следующее, чтобы создать 200 мл буферного раствора. К 50 мл 0.2 М барбитал натрия (Веронал,

41,2 г в 1000 мл) добавляют x мл 0,2 M HCl для создания буферного раствора и разбавляют до 200 мл с помощью DI (Gomori, 1955).

0,2 M HCl (мл)	pH
1,5	9,2
2,5	9,0
4,0	8.8
6,0	8,6
9,0	8,4
12,7	8,2
17,5	8,0
22,5	7,8
27,5	7,6
32,5	7,4
39.0	7,2
43,0	7,0
45,0	6,8

Трис-буферы обычно используются в микротехнике, включающей молекулярно-биологические процедуры. Здесь перечислены некоторые распространенные составы Триса (Maniatis, et al. , 1982).

Решение	Препарат
Трис, 1 млн в наличии	Трис-основание DI Растворите и отрегулируйте pH с помощью следующего приблизительного количества HCl: pH 7.4 pH 7,6 pH 8,0	121,1 г 800 мл 70 мл 60 мл 42 мл
ЭДТА, 0,5 M	Динатрий этилендиаминтетраацетат. Довести pH до прибл. 8.0 и перемешать до растворения	186,1 г
SSC, 20x	NaCl NaCitrate DI. Довести pH до 7,0 с помощью NaOH, затем добавить DI к 1 литру	175,3 г 88,2 г 800 мл
SSPE, 20x	NaCl Nah3PO4 • h3O EDTA DI Отрегулируйте pH до 7.4 с NaOH, затем добавить DI в 1 литр	174 г 27,6 г 7,4 г 800 мл
TE	Трис ЭДТА Отрегулируйте pH, используя исходный раствор Трис	10 мМ 1 мМ
STE (TNE)	Трис NaCl ЭДТА Довести pH до 8,0, используя исходный раствор Трис	10 мМ 100 мМ 1 мМ

ГЛИЦИН – НАОХ БУФЕР; PH 8.6–10,6 , ПК _A = 9,78

Смешайте 25 мл исходного раствора глицина с x мл 0,2 М NaOH и разбавьте DI, чтобы получить раствор 100 мл (Pearse, 1980).

0,2 М NaOH	pH
2,0	8,6
3,0	8,8
4. Поделиться Вам может понравится Схема двухэтажный дом: Планировка двухэтажного дома 6х8, 8х8, 9х9, 10х10, 6х6, 7х8, 6х9 и других размеров с мансардой и без нее 27.05.2021 Фото скворечника на дереве: D1 81 d0 ba d0 b2 d0 be d1 80 d0 b5 d1 87 d0 bd d0 b8 d0 ba d0 bd d0 b0 d0 b4 d0 b5 d1 80 d0 b5 d0 b2 d0 b5 картинки, стоковые фото D1 81 d0 ba d0 b2 d0 be d1 80 d0 b5 d1 87 d0 bd d0 b8 d0 ba d0 bd d0 b0 d0 b4 d0 b5 d1 80 d0 b5 d0 b2 d0 b5 03.11.1980 Декоративные узоры для рисования: Рисование узора для дошкольников – 92 фото 04.07.2023 Добавить комментарий Отменить ответ Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены * Комментарий * Имя * Email * Сайт