От чего зависит 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 дм 3 ) 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 дм 3 ) 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 дм 3 ) 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, то ее можно повысить, увеличив концентрацию обоих компонентов в необходимое количество раз.

Читайте также:

1. A) емкость шара
2. Активное сопротивление, индуктивность, емкость
3. Длительность и трудоемкость обыска делают также весьма желательным наличие у следователя психологической и физической выносливости.
4. Емкость полимерная для кровезаменителей со встроенной системой переливания
5. Емкость полимерная для кровезаменителей со встроенной системой переливания
6. Емкость полимерная для кровезаменителей со встроенной системой переливания.
7. Емкость рынка – количество (стоимость) товаров, которое может поглотить рынок при определенных условиях за какой-то промежуток времени.
8. ИССЛЕДОВАНИЕ ВЛИЯНИЯ ТЕМПЕРАТУРЫ НА ЕМКОСТЬ КОНДЕНСАТОРА И ДИЭЛЕКТРИЧЕСКИЕ ПОТЕРИ В НЕМ
9. Конденсатор. Емкость конденсатора. Расчет потенциала в плоском конденсаторе и расчет его емкости.
10. Конъюнктура и емкость рынка
11. Конъюнктура и емкость рынка

Границы буферного действия

Буферное действие

Механизм буферного действия заключается в том, что частицы сопряженного основания реагируют с ионом H₃O + , образуя сопряженную слабую кислоту.

В общем виде: H₃O + + A – = H₂O + HA

Например, в случае аммиачной буферной системы имеем: H₃O + + NH₃ = NH₄ + + H₂O

Ионы же OH – взаимодействуют с сопряженной кислотой, превращая ее в сопряженное слабое основание.

В общем случае: HA + OH – = H₂O + A –

В случае той же аммиачной буферной системы: NH₄ + + OH – = NH₃ + H₂O

Границы буферного действия определяются, исходя из значения рК данной буферной системы и отличаются от него в обе стороны не более чем на единицу.

pH = pK ± 1

Буферная емкость является количественной характеристикой буферного раствора. Определяются буферная емкость по кислоте (Вк) и буферная емкость по щелочи (Вщ).

Буферная емкость определяется как количество вещества H₃O + (или OH – ) которое надо добавить к 1л данной буферной системы, чтобы его рН изменился на 1. Напомнить студентам, что при добавлении сильной кислоты к буферной системе рН немного уменьшается, а при добавлении щелочи немного увеличивается.

n(H₃O + )добавл. n(ОH – )добавл.

Vбуф.р-ра . |ΔpH| Vбуф.р-ра . |ΔpH|

Пример1. Рассмотреть буферные равновесия в буферной системе NH₃– NH₄Cl

Решение. Соль диссоциирует на ионы практически полностью:

Ион аммония является слабой катионной кислотой:

Аммиак – нейтральное слабое основание, его протолиз записывается так:

Уравнения (1) и (2) представляют собой уравнения буферных равновесий. По принципу Ле Шателье равновесие в обоих процессах сильно смещено влево . По этой причине равновесные концентрации аммиака и иона аммония практически равны их начальным концентрациям.

Расчет рН в буферных системах производится с помощью уравнения Гендерсона- Хассельбальха.

a(сопр.осн-я)

а(сопр. к-ты)

Аммиак – нейтральная молекула и для него коэффициент активности равен 1. Тогда для данной системы уравнение приобретает вид:

Пример 2. Рассчитайте рН раствора, приготовленного смешением 300мл 0,05М KH₂PO4 и 200мл 0,1М Na₂HPO₄. pKa(H₂PO₄ – /HPO₄ 2- )= 7,2.

рН буферного раствора равно: рН = рКа + lg

Определяем ионную силу раствора.

0,05 0,05 0,05 ( моль) 0,1 0,2 0,1 (моль)

Объём буферного раствора: 300мл + 200мл = 500 мл =0,5л.

Концентрации ионов в буферном растворе равны:

)= моль/л c(Na )= = 0,08моль/л

c(H₂PO₄ – )= = 0,03 моль/л c(HPO₄ 2- )= = 0.04 моль/л

Ионная сила J= 0,5 ( 0,03·1 2 + 0,03·1 2 + 0,08·1 2 + 0,04·2 2 )= 0,15.

По таблице находим коэффициенты активности fионов.

f(H₂PO₄ – ) =0,81. f( HPO₄ 2- ) = 0,41.Рассчитываем рН данного буферного раствора:

pH= +lg = 7,03.

Пример 3. Какие объёмы 0,2М NH₃·H₂O и 0,1М NH₄Cl необходимо взять для приготовления 200 мл буферного раствора с рН=9,54? pKb(NH₃·H₂O)=4,76.

Ионную силу раствора точно определить заранее нельзя, так как неизвестно количество и концентрация сильного электролита в полученном растворе. Однако можно создать требуемую ионную силу введением инертного электролита типа NaCl, Na

2SO₄. Для определенности примем ионную силу равную I = 0,1.

Коэффициент активности нейтральных молекул можно принять равными 1. Коэффициент активности иона аммония при данном значении ионной силы равен 0,81.

pН данной буферной системы равно: рН = рКа(NH₄ + ) + lg

pKa(NH₄ + ) = 14 – pKb = 14 – 4,76 = 9,24. pH = 9,24 + lg

Предположим, что для приготовления буферного раствора взяли x (л) раствора аммиака. Тогда раствора хлорида аммония будет (0,2 – x)л.

c(NH₃·H₂O) = =x(моль/л) c(NH₄ + )= =(0,1-0,5x) моль/л.

Подставляем полученные данные в уравнение для рН буферной системы:

9,54 = 9,24 + lg lg

x= 0,0895 (л) =89,5 мл 90мл.

Пример 4.а) Рассчитайте рН ацетатной буферной системы, приготовленной смешением 200мл 0,1м СН₃СООН и 200мл 0,1М СН₃СООNa. рКа(СН₃СООН) = 4,76.

б) Рассчитайте рН данной буферной системы после добавления 10мл 1М HCl и буферную ёмкость по кислоте.

в) Рассчитайте рН данной буферной системы после добавления

10 мл1М NaOH и буферную ёмкость по щёлочи.

а) рН ацетатной буферной системы равна: рН= 4,76 + lg

Концентрации буферных кислоты и основания равны:

c(CH₃COO-) = с(СH₃COOH) = моль/л

Для определения коэффициента активности определяем ионную силу по концентрации сильного электролита:

J=0,5(0,05 + 0,05)= 0,05.

Концентрацией ионов, которые даёт слабый электролит – уксусная кислота пренебрегаем ввиду их малости.

Из таблицы находим коэффициенты активности ацетат – иона и иона натрия:f=0,84.

Рассчитываем рН буферной системы:

pН = 4,76 + lg

б) При добавлении соляной кислоты протекает реакция:

n(исх) 0,02 0,01 0,02 моль

n(прореаг. ) 0,01 0,01 0,01 моль

n(оставш.) 0.01 0 0,03 моль

В растворе было:n(CH₃COO – ) = 0,05·0,4 = 0,02 моль. Добавили n(HCl) = 0,01·1 = 0,01моль.

При этом сильная кислота заменяется в эквивалентных количествах на слабую (буферную) кислоту, а буферное основание в эквивалентных количествах уменьшается. (В этом заключается механизм буферного действия).

В результате реакции буферного основания осталось: 0,02 –0,01 = 0,01 моль,

а буферной кислоты стало: 0,02 + 0,01 = 0,03 моль.

Поскольку количество ионов в результате такой реакции не меняется, ионная сила не изменяется и коэффициент активности остаётся прежним.

Тогда рН = 4,76 + lg

Буферная ёмкость по кислоте равна:

Bк = моль/(л.ед рН)

в) При добавлении щёлочи в буферную систему протекает реакция:

0,02 0,01 0,02 моль

В растворе было: n(CH₃COOH) = 0,05·0,4 = 0,02моль. Добавили n(NaOH) = 0,01·1моль.

При этом сильное основание ОН – заменяется в эквивалентных количествах на слабое (буферное основание), а буферная кислота в эквивалентных количествах уменьшается. В результате реакции буферной кислоты осталось: 0,02 –0,01 = 0,01 моль, а буферного основания стало: 0,02 + 0,01 = 0,03 моль. Поскольку ионная сила не меняется, коэффициент активности остаётся прежним 0,84.

Тогда рН = 4,76 + lg

Буферная ёмкость по щёлочи равна: Вщ = моль/(л . ед.рН)

Пример 1.Рассчитайте рН раствора, приготовленного смешением 300мл 0,05М KH₂PO4 и 200мл 0,1М Na₂HPO₄. pKa(H₂PO₄ – )= 7,2.

рН буферного раствора равно: рН = рКа + lg

Определяем ионную силу раствора.

0,05 0,05 0,05 ( моль) 0,1 0,2 0,1 (моль)

Объём буферного раствора: 300мл + 200мл = 500 мл =0,5л.

Концентрации ионов в буферном растворе равны:

)= моль/л c(Na )= = 0,08моль/л

c(H₂PO₄ – )= = 0,03 моль/л c(HPO₄ 2- )= = 0.04 моль/л

Ионная сила J= 0,5 ( 0,03·12 + 0,03·12 + 0,08·12 + 0,04·22)= 0,15.

По таблице находим коэффициенты активности f ионов.

f(H₂PO₄ – ) =0,81. f( HPO₄ 2- ) = 0,41.Рассчитываем рН данного буферного раствора:

pH= +lg = 7,03.

Пример 2 Какие объёмы 0,2М NH₃·H₂O и 0,1М NH₄Cl необходимо взять для приготовления 200 мл буферного раствора с рН=9,54? pKb(Nh4·h3O)=4,76. Ионная сила раствора J= 0,1.

Коэффициент активности нейтральных молекул можно принять равными 1,

а f(NH₄ + ) = 0,81 в соответствии с ионной силой.

pН данной буферной системы равно: рН = рКа(NH₄ + ) + lg

pKa(NH₄ + ) = 14 – pKb = 14 – 4,76 = 9,24. pH = 9,24 + lg

Предположим, что для приготовления буферного раствора взяли x (л) раствора аммиака. Тогда раствора хлорида аммония будет (0,2 – x)л.

c(NH₃·H₂O) = =x(моль/л) c(NH₄ + )= =(0,1-0,5x) моль/л.

Подставляем полученные данные в уравнение для рН буферной системы:

9,54 = 9,24 + lg lg

x= 0,0895 (л) =89,5 мл 90мл.

Пример 3а) Рассчитайте рН ацетатной буферной системы, приготовленной смешением 200мл 0,1м СН₃СООН и 200мл 0,1М СН₃СООNa. рКа(СН₃СООН) = 4,76.

б) Рассчитайте рН данной буферной системы после добавления 10мл 1М HCl и буферную ёмкость по кислоте.

в) Рассчитайте рН данной буферной системы после добавления

10 мл1М NaOH и буферную ёмкость по щёлочи.

а) рН ацетатной буферной системы равна: рН= 4,76 + lg

Концентрации буферных кислоты и основания равны:

c(CH₃COO-) = с(СH₃COOH) = моль/л

Для определения коэффициента активности определяем ионную силу:

J=0,5(0,05 + 0,05)= 0,05.

Концентрацией ионов, которые даёт слабый электролит – уксусная кислота пренебрегаем в виду их малости.

Из таблицы находим коэффициенты активности ацетат – иона и иона натрия:f=0,84.

Рассчитываем рН буферной системы:

pН = 4,76 + lg

б) При добавлении соляной кислоты протекает реакция:

0,02 0,01 0,01 моль

В растворе было:n(CH₃COO – ) = 0,05·0,4 = 0,02 моль. Добавили n(HCl) = 0,01·1 = 0,01моль.

При этом сильная кислота заменяется в эквивалентных количествах на слабую (буферную) кислоту, а буферное основание в эквивалентных количествах уменьшается. (В этом заключается механизм буферного действия).

В результате реакции буферного основания осталось: 0,02 –0,01 = 0,01 моль,

а буферной кислоты стало: 0,02 + 0,01 = 0,03 моль.

Поскольку количество ионов в результате такой реакции не меняется, ионная сила не изменяется и коэффициент активности остаётся прежним.

Тогда рН = 4,76 + lg

Буферная ёмкость по кислоте равна: Bк = моль/л.

в) При добавлении щёлочи в буферную систему протекает реакция:

0,02 0,01 0,01 моль

В растворе было: n(CH₃COOH) = 0,05·0,4 = 0,02моль. Добавили n(NaOH) = 0,01·1моль.

При этом сильное основание ОН – заменяется в эквивалентных количествах на слабое(буферное основание), а буферная кислота в эквивалентных количествах уменьшается. В результате реакции буферной кислоты осталось: 0,02 –0,01 = 0,01 моль, а буферного основания стало:

0,02 + 0,01 = 0,03 моль. Поскольку ионная сила не меняется, коэффициент активности остаётся прежним 0,84.

Тогда рН = 4,76 + lg

Буферная ёмкость по щёлочи равна: Вщ = моль/л.

Дата добавления: 2014-12-27 ; Просмотров: 636 ; Нарушение авторских прав? ;

Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет

Реакция среды в растворе конкретной БС зависит от двух факторов: К_дисс слабого электролита и соотношения компонентов. Значение рН БС может быть рассчитано по уравнению Гендерсона-Гассельбаха:

где рКа – показатель кислотности слабой кислоты (справочная, константная величина, например, для уксусной кислоты он равен +4,76), [A – ] – концентрация соли [HA] – концентрация слабой кислоты. Используя уравнение Гендерсона-Гассельбаха можно приготовить буфер с заданным значением рН.

Способность буфера к сохранению рН не беспредельна, она определяется концентрацией компонентов и их соотношением. Количественно эта способность характеризуется величиной буферной ёмкости.

Буферная ёмкость – это количество молей любой сильной кислоты или щёлочи, которое необходимо добавить к 1 л буферного раствора для смещения его рН на 1. Буферная ёмкость тем выше, чем больше концентрация компонентов и чем ближе их соотношение к единице.

Буферная емкость (В) измеряется количеством моль или ммоль эквивалента кислоты или щелочи, добавление которого к 1 л буферного раствора изменяет рН на единицу.

где В – буферная емкость,

С – концентрация кислоты или основания,

V – объем данного электролита,

Vбуф – объем буферного раствора ,

∆pH – изменение рН.

Буферная емкость зависит от ряда факторов:

1. Чем выше концентрации компонентов буферного раствора, тем больше его буферная емкость.

2. Буферная емкость зависит от отношения концентраций компонентов, а, следовательно, и от рН буфера. При рН=рКа буферная емкость максимальна.

3. Установлено, что достаточное буферное действие наблюдается, если концентрация одного из компонентов превышает концентрацию другого не более, чем в 10 раз.

Интервал рН=рКа±1 называется зоной буферного действия.

4. При разбавлении буферного раствора величина буферной емкости уменьшается вследствие снижения концентрации компонентов раствора.

Буферная ёмкость систем организма

№	Буферные системы организма	Буферная емкость, моль/л
Вк	Вщ
Гидрокарбонатная
Белковая	–
Фосфатная	0,5

Как следует из данных Таб. 4.2, буферная емкость по кислоте у буферных систем организма выше, чем буферная емкость по основанию. Это связано с особенностями метаболизма человеческого организма, образующего значительно больше кислотных продуктов, чем основных.

Механизм действия буферных систем

Механизм буферного действия рассмотрим на примере ацетатной БС: СН₃СООН/СН₃СОО – +Na + ,

где СН₃СООН – слабая кислота, а СН₃СОО – +Na + – соль, образованная сильным основанием (NaOH).

а) сильной кислоты (избытка протонов) ацетат-анион связывает этот избыток протонов (т.е. проявляет свойства основания) с образованием эквивалентного количества слабой уксусной кислоты:

Несмотря на увеличение общей кислотности, активная кислотность вырастет мало, так как оно произошло за счёт увеличения концентрации слабой кислоты, степень диссоциации которой понизится согласно закону Оствальда.

б) сильного основания (щёлочи, избытка ОН – -анионов) она нейтрализуется за счёт резервной кислотности:

Активная кислотность при этом изменяется незначительно, так как согласно закону Оствальда уменьшение концентрации слабой кислоты приводит к росту степени её диссоциации.

Обратите внимание, что катион металла, входящего в состав соли, не принимает участие в буферном действии.

При разбавлении и концентрировании рН не изменяется, так как остаётся прежним соотношение компонентов БС.

Буферные системы крови: гидрокарбонатная, фосфатная,

Гемоглобиновая, белковая

Бикарбонатная (гидрокарбонатная) БС (Н₂СО₃/НСО₃ – ) – мощная система плазмы крови, составляющая примерно 10% от её общей буферной ёмкости. В норме соотношение компонентов (гидрокарбонат-анион / угольная кислота) равно 20.

Механизм действия бикарбонатной БС в организме аналогичен таковому ацетатной БС, с той лишь разницей, что при увеличении концентрации угольной кислоты, она интенсивно разлагается под действием фермента карбангидразы: Н₂СО₃ ↔ Н₂О + СО₂↑.

Образующийся при этом углекислый газ удаляется с выдыхаемым воздухом.

Фосфатная БС. Образована двумя ионами: гидро- и дигидрофосфат-анионами: НРО₄ 2- /Н₂РО₄ –

Первый из них выполняет роль соли, второй – слабой кислоты. На долю фосфатной БС приходится примерно 1% буферной ёмкости крови. Механизм её действия аналогичен описанному выше.

Белковая БС имеет меньшее значение в поддержании рН. Благодаря амфотерным свойствам белков, состав белковой БС условно можно представить, как белок-кислоту (НООС–Pr–NH₃ + ) и белок-основание ( – ООС–Pr–NH₂), где Pr – протеин (белок). При добавлении в систему протонов они последовательно будут связываться с оснόвными группами:

При добавлении в систему гидроксид-ионов они последовательно будут нейтрализоваться протонами, отщепляющимися от кислотных групп:

Гемоглобиновая БС – самая мощная в организме. Она действует в эритроцитах, обеспечивая примерно 76% буферной ёмкости крови. Она состоит из 2 сопряжённых кислотно-основных пар:

где HHb – дезоксигемоглобин, K + +Hb – – его калиевая соль; H + + HbO₂ – – оксигемоглобин, являющийся более сильной кислотой, чем дезоксигемоглобин, а K + +HbO₂ – – калиевая соль оксигемоглобина. Действует гемоглобиновая БС согласованно в периферических тканях и лёгких. В лёгочных капиллярах при высоком парциальном давлении кислорода гемоглобин на 98% насыщается кислородом, образуя оксигемоглобин. Оксигемоглобин как более сильная кислота, чем угольная, вытесняет её из гидрокабонат-аниона, поступающего из периферических тканей. Выделившаяся угольная кислота под действием фермента карбангидразы разлагается на воду и углекислый газ, удаляемый с выдыхаемым воздухом: HHb + О₂ → H + + HbO₂ –

В капиллярах периферических тканей, при низком парциальном давлении кислорода последний освобождается и используется в процессах биологического окисления. Дезоксигемоглобин, будучи более слабой кислотой, чем угольная, образует молекулярную форму:

Источником протонов и гидрокарбонат-анионов является угольная кислота, образующаяся в периферических тканях из продуктов метаболизма – воды и углекислого газа. Следует обратить внимание, что гемоглобиновая БС является плазменно-клеточной и действует совместно с бикарбонатной.

Последнее изменение этой страницы: 2017-02-05; Нарушение авторского права страницы

Понятие о буферных растворах, буферной ёмкости, рН растворов

Государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

Волгоградский государственный медицинский университет

Министерства Здравоохранения Российской Федерации

 

Кафедра  клинической лабораторной диагностики с курсом клинической лабораторной диагностики ФУВ

 

 

Реферат

на тему:

«Понятие о буферных растворах, буферной ёмкости, рН растворов.

Уравнение Гендерсона- Хассельбаха.

Основные показатели кислотно-основного равновесия крови. Буферные системы крови»

 

 

 

 

Выполнила: студентка 2 курса

лечебного факультета 19 группы

Рюмина Екатерина Андреевна

Проверила:

Матохина Ульяна Борисовна 

 

 

 

 

Волгоград 2014

Содержание:

 

1. Введение
2. Понятие о буферных растворах
3. Буферная ёмкость
4. Уравнение Гендерсона- Хассельбаха. Вычисление рН и рОН буферных систем
5. Основные показатели кислотно-основного равновесия крови
6. Буферные системы крови
7. Заключение
8. Список литературы

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Введение

 

 

Многие реакции в растворе протекают в нужном направлении только при определенной концентрации ионов Н+. Изменение её в ту или иную сторону от соответствующего оптимального значения приводит к появлению новых, часто нежелательных продуктов. В связи с этим, поддержание постоянного значения рН на протяжении всего времени осуществления реакции часто является важным условием ее успешного завершения.

Особенно актуально это для биохимических процессов, протекающих в живых организмах. Большинство из них катализируется различными ферментами или гормонами, проявляющими свою биологическую активность только в строго определенном и достаточно узком интервале значений рН.

Важную роль в поддержании постоянного рН играют буферные растворы или буферные системы.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Понятие о буферных растворах

 

Растворы, способные сохранять постоянной концентрацию ионов Н+ при добавлении к ним небольших количеств сильной кислоты или щелочи, а также при разбавлении, называются буферными растворами или буферными системами.

Свойство данных растворов сохранять неизменным присущее им значение рН при вышеперечисленных обстоятельствах, называется иначе буферным действием.

Кислотно-основная пара буферного раствора представляет собой слабую кислоту и ее соль, образованную сильным основанием (например, уксусная кислота СН3СООН и ацетат натрия Ch4COONa) или слабое основание и его соль, образованную сильной кислотой (например, гидроокись аммония Nh5OH и хлористый аммоний Nh5CI). При разведении раствора или добавлении к нему некоторого количества кислоты или щелочи кислотно-основная пара способна соответственно быть донором либо акцептором водородных ионов, поддерживая т.о. величину водородного показателя рН на относительно постоянном уровне.

Значение рН кислотно-основного буферного раствора зависит от концентраций компонентов буферной смеси, находящихся в химическом равновесии, и мало меняется при концентрировании и разбавлении раствора, введении относительно небольших количеств веществ, взаимодействующих с одним из компонентов буферного раствора. Наиб. распространены водные кислотно-основные буферные растворы. Они содержат слабую кислоту НА и сопряженное с ней основание А -, напр. СН3СООН и СН3СОО-, Nh5+ и Nh4. В таких системах осуществляется равновесие:

По данным о константе диссоциации кислоты Ка = — [Н3О+] [А- ] /[НА] определяют значение рН раствора:  

где [НА] и [А-] -равновесные концентрации соответствующей кислоты и основания, рКа= —lgКа. Это значение рН остается практически постоянным, т.к. при добавлении небольших количеств сильных кислот или оснований ионы Н3О+ или ОН- связываются основанием (кислотой) с образованием сопряженной кислоты (основания).

Тканевая жидкость, кровь, моча и другие биологические жидкости являются буферными растворами. Благодаря действию их буферных систем поддерживается относительное постоянство водородного показателя внутренней среды, обеспечивающее полноценность метаболических процессов. Наиболее важной буферной системой является бикарбонатная система крови.

Концентрация в крови бикарбонатов служит одним из основных показателей кислотно-щелочного состояния организма. Этот показатель позволяет установить характер нарушения кислотно-щелочного равновесия  при ряде патологических процессов.

В лабораторной практике буферные растворы используют в тех случаях, когда то или иное исследование может быть проведено лишь при постоянном значении рН (например, определение активности ферментов, изучение кинетики ферментативных реакций, электрофоретическое разделение белковых смесей и др.) и в качестве стандартов при определении рН различных растворов, в т.ч. биологических жидкостей.

Буферные растворы готовят обычно путем растворения в воде взятых в соответствующих пропорциях слабой кислоты и ее соли, образованной щелочным металлом, частичной нейтрализации слабой кислоты сильной щелочью или слабого основания сильной кислотой, растворения смеси солей многоосновной кислоты.

 

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 соли или 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 (Вк.) и буферную емкость по основанию или щелочи (Во.).

Буферной емкостью по кислоте является то количество химического эквивалента сильной кислоты, которое нужно добавить к 1 литру (1 дм3) буферной системы, чтобы уменьшить её рН на единицу.

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

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 Скислоты/Ссоли = 1 и Соснования/ Ссоли.= 1.

Среди всех буферных систем организма наибольшей буферной емкостью обладает бикарбонатная кислотно-основная буферная система крови.

 

Уравнение Гендерсона- Хассельбаха.

Вычисление рН и рОН буферных систем

 

Каждая из буферных систем характеризуется определенной присущей ей концентрацией ионов Н+(активной кислотностью), которую система и стремится сохранить на неизменном уровне при добавлении к ней сильной кислоты либо щелочи.

Установим на примере ацетатного буфера факторы, влияющие на величину активной кислотности.

В растворе данной буферной системы происходят следующие реакции электролитической диссоциации:

Ch4COOH D Ch4COO– + H+

Ch4COONa → Ch4COO– + Na+

(Гидролиз соли, т.е. взаимодействие ацетат-ионов  с Н2О

Ch4COO– + HOH D Ch4COOH + OH–

учитывать не будем.)

Таким образом, ионы Н+ образуются только за счет диссоциации некоторого числа молекул уксусной кислоты. Этот процесс является обратимым и количественно характеризуется константой кислотности Kа:

где  (или  ),  и  равновесные молярные концентрации ионов Н+, СН3СОО– и непродиссоциированных молекул кислоты.

Из данного уравнения можно выразить  (активную кислотность буферной системы):

Кроме уксусной кислоты, в растворе присутствует ее соль Ch4COONa. Она является сильным электролитом и полностью распадается на ионы. В результате этого концентрация анионов СН3СОО– резко возрастает, и согласно принципу Ле-Шателье, равновесие реакции диссоциации уксусной кислоты смещается влево, т.е. в сторону образования ее молекул. Причем диссоциация уксусной кислоты в присутствии собственной соли может быть настолько подавленной, что равновесную концентрацию ее нераспавшихся молекул в растворе можно считать равной концентрации СН3СООН, а равновесную концентрацию ацетат-ионов – исходной концентрации соли. В связи с этим выражение, по которому рассчитывается концентрация ионов Н+, можно записать иначе:

где Скислоты и Ссоли – исходные концентрации компонентов буферной системы.

Прологорифмируем полученное уравнение (с учетом того, что логарифм произведения равен сумме логарифмов сомножителей):

и умножим обе его части на –1:

Как было показано нами ранее 

 

, a 

В связи с этим запишем уравнение для расчета концентрации ионов Н+ в окончательном виде: 

 

Данное выражение называется иначе уравнением Гендерсона-Хассельбаха. Его можно использовать для вычисления рН любой кислотной буферной системы. Например, для фосфатного буфера уравнение Гендерсона-Хассельбаха запишется следующим образом:

(в данной системе роль слабой  кислоты играет анион Н2РО4–, то  .

В водных растворах рН и рОН являются сопряженными величинами. Их сумма всегда равна 14, т.е.:

рН + рОН = 14

Зная концентрацию ионов Н+ или рН, можно вычислить концентрацию гидроксильных ионов или рОН.

Уравнения Гендерсона-Хассельбаха для расчета рОН и рН в оснóвных буферных системах выглядят следующим образом:

где pKb = –lg Kb (основания), Соснования и Ссоли – исходные молярные концентрации компонентов данных буферных систем, т.е. слабого основания и его соли с сильной кислотой.

 

Основные показатели кислотно-основного равновесия крови

 

Огромное значение для организма имеет такая гомеостатическая постоянная, как активная реакция крови, которая обеспечивает выполнение окислительно-восстановительных процессов, деятельность ферментов, а также направление и интенсивность всевозможных видов обмена.

Неразрывно с понятием кислотно-основного состояния связаны кислотность и щелочность раствора. Причем будет ли раствор щелочным или кислотным, напрямую зависит от содержащихся в нем свободных ионов водорода.

Что касается крови, то активная реакция характеризуется отрицательным десятичным логарифмом концентрации водородных ионов, или водородным показателем (pH).

Так, разработана шкала pH от 0 до 14, в которой в зависимости от содержания ионов водорода среду делят на кислую при pH от 0 до 7, щелочную – от 7 до 14, а также нейтральную, если pH равняется 7.

Что же обеспечивает постоянство кислотно-основного состояния?!

Этому способствует целый ряд физико-химических (буферные системы) и физиологических (легкие, печень, почки и др.) механизмов компенсации.

Так, буферные системы – это растворы, которые обладают способностью достаточно стойко поддерживать постоянную концентрацию ионов водорода даже при условии разбавления, а также добавления кислот и щелочей.

Различают следующие буферные системы:

• Бикарбонатная буферная система (смесь h3CO3 и HCO3+), которая является самой мощной из систем и составляет 53 % буферной емкости крови.

• Гемоглобин-оксигемоглобин буферная система – 35 %.

• Белковая буферная система – 7 %.

• Фосфатная – 5 %.

Теперь пришло время узнать, какое влияние на поддержание кислотно-основного состояния оказывают внутренние органы человека.

Например, большой вклад в этот жизненно необходимый процесс вносят легкие. А все из-за того, что в сутки легкими выделяется из организма примерно 15 000 моль углекислого газа, что соответствует удалению из крови приблизительно такого же количества ионов водорода. Кроме того, одним из самых важных показателей кислотно-основного состояния и его дыхательной составляющей является напряжение углекислого газа в крови (РаСО2).

Уравнения буфера и буферная емкость в целом: Pharmaguideline

Буферы характеризуются тем, что их рН остается постоянным, на них не влияет разбавление, добавление небольших количеств кислот или оснований

Уравнение буфера

Буферы характеризуются тот факт, что их рН остается постоянным, на них не влияет разбавление, добавление небольших количеств кислот или оснований и на них не влияет длительное хранение раствора.

Добавление небольшого количества кислоты или основания к растворам с умеренным pH приводит к абсорбции буфером с минимальными изменениями pH. Небольшое количество кислот или оснований может значительно изменить pH растворов с экстремальным pH, например, pH 1 имеет высокую концентрацию кислоты (0,1 М), а небольшое количество кислоты или основания не изменит pH такого раствора. . Расчеты с участием слабых кислот требуют знания pKa кислоты. Можно рассчитать рН буферного раствора, переставив уравнение

• Для диэлектрической проницаемости

уравнение (1)

Концентрацию уксусной кислоты в растворе можно рассматривать как общее количество кислоты в растворе, поскольку уксусная кислота не легко ионизируется. В альтернативной форме термин [Ch4COO-] может заменить термин [кислота], а также [Ch4COOH] вместо [соли]. Следовательно,

уравнение (2)

Расчет рН буферных растворов, содержащих как кислоту, так и сопряженное с ней основание, можно выполнить, переформулировав и переписав уравнение константы диссоциации следующим образом:

уравнение (3)

Концентрация кислоты [HA] соответствует концентрации ее сопряженного основания [A–]. В логарифмической форме уравнение (3) имеет вид:

уравнение (4)

т. е.

Уравнение Хендерсона-Хассельбаха (уравнение 4) называется так. HA/A–, HA–/A2- или B+/BOH являются примерами сопряженных оснований, которые можно использовать для расчета pH в растворах. Подобно буферам со слабыми кислотами, буферы со слабыми основаниями могут быть получены из соответствующих им солевых уравнений. Итак,

уравнение (5)

Поскольку вода (Kw) представляет собой ионное соединение, состоящее из h4O+ × OH–

OH– = Kw/h4O+ уравнение (6)

Уравнение (6) получено путем подстановки значения для OH-

уравнение (7)

Логарифм уравнения (7) выглядит следующим образом:

уравнение (8)

т.е.,

Соль, кислота и основание представлены по их молярной концентрации. pH раствора можно рассчитать с помощью уравнений Хендерсона-Хассельбаха и растворов кислот и оснований. Раствор с 0,1 М уксусной кислоты и 0,05 М NaOH можно рассчитать по уравнению Хендерсона-Хассельбаха. Когда половина кислоты нейтрализована, концентрация основания и кислоты одинакова. Поскольку логарифмический коэффициент равен 1, pH = pKa.

При наличии равновесных концентраций кислоты и сопряженного основания выполняется уравнение Хендерсона-Хассельбаха. Концентрации растворов, содержащих не столь слабые кислоты (или концентрации не столь слабых оснований), могут резко отличаться от концентраций ингредиентов, добавленных в раствор. Дихлоруксусная кислота (pKa = 1,5) может быть заменена уксусной кислотой, чтобы получить значения pH 1,78 из-за ее способности диссоциировать сама по себе. Благодаря этому равновесная концентрация сопряженного основания составляет 0,0334 М, а не 0,05 М9.0003

Когда уравнение Хендерсона-Хассельбаха используется для прогнозирования pH, оно может не дать точных результатов, особенно если раствор разбавлен. Кислоты с pKa менее 2,5 слишком легко диссоциируют, поэтому следует вообще избегать уравнения Хендерсона-Хассельбаха. Уравнение Хендерсона-Хассельбаха дает хорошие результаты с погрешностью менее 2,5 pKa для растворов с концентрацией выше 10 мМ и слабых кислот ниже pKa ≥ 2,5. Точно так же pkb ≥ 2,5 выполняется для базисов.

Однако независимо от значения pH одно и то же уравнение используется для расчета отношения кислоты к сопряженному основанию в растворе с известным pH. Для полипротонных кислот также можно использовать уравнение Хендерсона-Хассельбаха, если последовательные значения pKa больше двух. Его можно безопасно использовать для буферизации фосфорной кислоты, но нельзя буферизовать лимонную кислоту. Уравнения Хендерсона-Хассельбаха (также известные как буферные уравнения) оценивают устойчивость растворов к pH, возникающую в результате сопряжения кислот с их сопряженными основаниями.

• Если известно соотношение ГК/А– в буферном растворе, рассчитайте его рН.

уравнение (10)

• Путем измерения pH растворов можно определить pKa различных лекарств.

уравнение (11)

• Рассчитайте отношение A-/HA, чтобы получить буфер с определенным pH.

уравнение (12)

• Расчет соотношения ГК/А необходим для получения буфера с заданным рН.

уравнение (13)

• Для расчета изменений pH, вызванных изменением кислотности или щелочности в буферном растворе.
• Количество ионов в растворе или количество соединений в нем.

Буферная емкость в целом

Буферная емкость означает способность раствора противостоять быстрым изменениям pH за счет поглощения или удаления ионов, таких как H+ и OH-. Мы можем изменить pH буферной системы, если добавим кислоту или основание. Могут быть как крупные, так и/или мелкие изменения. pH исходного раствора и способность буфера противостоять изменению pH будут иметь значительное влияние на результат.

При добавлении кислоты или основания к буферу маловероятно, что рН изменится, что приведет к расходованию буфера. До момента, когда буфер полностью абсорбируется, рН резко не меняется. При истощении буфера pH будет более склонен к изменению.

В качестве альтернативы буферная емкость может быть просто описана как устойчивость буферного раствора к изменениям pH при добавлении ионов H+ или OH-. Наряду с буферной емкостью, кислотонейтрализующей способностью или щелочностью также используются термины для этой концепции. Буферная емкость (β) раствора может быть определена математически путем деления разницы pH, вызванной добавлением кислоты или основания, на моли или граммы необходимой кислоты или основания. Это можно выразить следующим образом:

β=ΔB/ΔpH

Обычно буферная емкость определяется концентрацией видов в забуференном растворе. Высококонцентрированный буферный раствор будет иметь большую буферную способность. Титрование обычно определяет, сколько буфера доступно.

Получить тематические печатные документы в формате pdf Посмотреть здесь

Разница между действием буфера и емкостью буфера

25 января 2020 г. Автор: Madhu

Ключевое отличие между буферным действием и буферной емкостью заключается в том, что буферное действие относится к способности раствора противостоять изменениям pH, тогда как буферная емкость относится к молям кислоты или основания, необходимым для изменения pH раствора.

Буферный раствор представляет собой водный раствор, состоящий из слабой кислоты и сопряженного с ней основания. Термины буферное действие и буферная емкость описывают свойства растворов, которые могут действовать как буферы.

СОДЕРЖАНИЕ

1. Обзор и ключевые отличия
2. Что такое действие буфера 
3. Что такое емкость буфера
4. Наглядное сравнение – действие буфера и емкость буфера в табличной форме
5. Резюме

Что такое действие буфера?

Буферное действие – это способность раствора противостоять изменениям рН. Добавление определенного количества кислоты или основания к буферному раствору может изменить рН буферного раствора. Буферное действие относится к способности оставаться неизменными при добавлении небольшого количества кислоты или основания. Растворы, которые могут проявлять эту способность, известны как буферные растворы или просто буферы.

Кроме того, это явление очень важно; если взять в качестве примера воду, то ее способность оставаться неизменной при добавлении кислоты или основания в какой-то степени помогает сохранять ее ценность в функционировании биологических систем.

Что такое буферная емкость?

Буферная емкость относится к количеству молей кислоты или основания, необходимых для изменения рН раствора. Это количественное измерение устойчивости к изменениям pH при добавлении или восстановлении ионов гидроксида или ионов водорода. Мы можем рассчитать это значение, разделив количество кислоты или основания, необходимое для изменения pH буфера, на изменение pH и объем буферного раствора.

Рисунок 01: Пример графика, показывающий буферную емкость системы

Раствор приобретает эту способность благодаря поглощению кислоты или основания, добавленных в буферный раствор, буферным агентом, присутствующим в этом растворе. Эти буферные растворы имеют равновесную реакцию между кислотой и сопряженным с ними основанием или наоборот. Следовательно, рН не будет резко меняться при добавлении дополнительной кислоты или основания до некоторой степени, пока буферный агент не прореагирует полностью (остается в равновесии). Как правило, мы можем рассчитать буферную емкость с помощью титриметрических методов.

В чем разница между действием буфера и емкостью буфера?

Буферный раствор представляет собой водный раствор, состоящий из слабой кислоты и сопряженного с ней основания. Термины «буферное действие» и «буферная емкость» относятся к решениям, которые могут действовать как буферы. Ключевое различие между буферным действием и буферной емкостью заключается в том, что буферное действие относится к способности раствора противостоять изменениям pH, тогда как буферная емкость относится к количеству молей кислоты или основания, необходимых для изменения pH раствора.

Ниже инфографика суммирует разницу между действием буфера и емкостью буфера.

Резюме – Буферное действие в зависимости от буферной емкости

Буферный раствор представляет собой водный раствор, состоящий из слабой кислоты и сопряженного с ней основания. Термины буферное действие и буферная емкость применяются в основном в отношении растворов, которые могут действовать как буферы.