Тема занятия: БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ. Цель занятия. Усвоить

Тема занятия: БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ.
Цель занятия. Усвоить представления о составе, класси
фикации и механизме действия буферных систем. Научиться
применять теоретический материал для расчета рН и буферной
емкости буферных систем. Изучить медико-биологическое зна
чение буферных систем.
После изучения темы студент должен:
знать:
состав буферных систем;
классификацию буферных систем;
механизм буферного действия;
факторы, влияющие на буферную емкость и рН буферных
систем;
уметь:
выводить формулы для расчета рН буферных систем;
рассчитывать буферную емкость;
применять теоретический материал к рассмотрению буфер
ных систем в биологических объектах.
Исходный уровень знаний и умений.
1.Знание теории электролитической диссоциации.
2.Умение пользоваться таблицей логарифмов.
3.Умение рассчитывать рН растворов электролитов.
Учебно-целевые вопросы.
1. Граница применяемости рН в водных растворах в зависимости от:
температуры;
концентрации электролита.
2. Активная, потенциальная и общая кислотность (щелочность) растворов:
сильных электролитов;
слабых электролитов.
3. Буферные растворы:
определение, классификация, число компонентов;
вывод формулы рН буферных систем;
механизм буферного действия.
4. Свойства буферных систем:
влияние на рН соотношения компонентов;
влияние на рН разбавления раствора.
5. Буферная емкость:
зависимость от абсолютных концентраций компонентов;
зависимость от соотношения компонентов;
буферная емкость по кислоте и по щелочи.
6. Медико-биологическое значение буферных систем.
Задачи.
1. Определить общую и активную щелочность раствора
гидроксида бария, если на титрование 15 мл его израсходо вано 7,5 мл 0,2М соляной кислоты.
Ответ: Собщ = 0,1 моль/л, Сакт = 0,2 моль-экв/л
2. Чему равно рН ацетатного буфера, если 1 л его содер
жит 0,9 моль-экв уксусной кислоты и 0,6 моль-экв ацетата натрия (константа диссоциации уксусной кислоты 1,75-10 -5)?
Ответ: рН = 4,56.
3. Сколько мл 0,2М раствора уксусной кислоты нужно добавить к 40 мл 0,1М раствора ацетата натрия, чтобы получить раствор с рН 4?
Ответ: 110 мл.
4. Рассмотреть, как изменится рН 0,4М ацетатного буфера
при добавлении к 1 л этого раствора:
а) 0,2 моль-экв гидроксида натрия,
б) 0,2 моль-экв соляной кислоты,
в) 0,4 моль-экв соляной кислоты.
Ответ: а) ΔрН = 0,48; б) ΔрН = 0,48; в) ΔрН = 4,58.
5. Рассчитать величину буферной емкости фосфатного бу
ферного раствора, если после добавления 10 мл 0,5М раствора
гидроксида натрия к 20 мл этого раствора рН последнего уве
личивается с 7,2 до 8,0.
Ответ: 0,3125 моль-экв.
Темы докладов УИРС.
1. Буферная емкость по кислоте и по щелочи.
2. Области применения буферных систем.
БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ
Буферными называют растворы, обладающие свойством достаточно
стойко сохранять постоянство концентрации водородных ионов при добавлении к ним небольших количеств сильной кислоты или щелочи, а также при
разбавлении и концентрировании.
Сама способность стойко сохранять постоянное значение рН называется буферным действием. Буферные системы позволяют точно регулировать
концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов, и, следовательно, делают
возможным контроль реакций, зависящих от величины рН.
1. Состав буферных растворов
С точки зрения прототолитической теории кислот и оснований
Ч. Бренстеда и Т. Лоури (1923 г.) буферное действие растворов обусловлено наличием кислотно-основного равновесия:
В + Н+→ ВН+
основание - сопряженная кислота
НА → H+ + Aкислота - сопряженное основание
Сопряженные кислотно-основные пары В/ВН+ и НА/А- называют буферными
системами.
Буферные системы могут быть четырех типов:
а) слабая кислота и сопряженное с ней основание НА/А- Например, ацетатная
буферная система
СН3СООН / СН3СОО -.
СН3СООН → СН3СОО - + Н+
кислота
сопряженное основание
водородкарбонатная система Н2С03/ НС03Н2СО3  НСО3 -+ Н+
кислота
сопряженное основание
формиатная система НСООН / НСОО НСООН → НСОО - + Н+
кислота
сопряженное основание
б) слабое основание и сопряженная с ним кислота. Например, аммиачная
буферная система NH3· H2O / NH3
NH3+H+ → NH4+
основание
сопряженная кислота
в) анионы кислой и средней соли или двух кислых солей. Например, карбонатная буферная система С032- /НСО32- (в растворе Na2C03/NaHC03)
C032- + H+ → НСО32основание
сопряженная кислота
фосфатная буферная система Н2Р04- / НР042Н2РО4- + Н+ → HPO42кислота
сопряженное основание
г) ионы и молекулы амфолитов. К ним относят аминокислотные и белковые
буферные системы. Если аминокислоты или белки находятся в изоэлектрическом состоянии (суммарный заряд молекулы равен нулю), то растворы этих
соединений не являются буферными. Они начинают проявлять буферное
действие, когда к ним добавляют некоторое количество кислоты или щелочи.Тогда часть белка (аминокислота) переходит из изоэлектрического состояния в форму «белок-кислота» (катионная форма аминокислоты) или в форму «белок-основание» (анионная форма аминокислоты):
+
Н3 N- СН- COOH → Н2 N- СН- COO I
I
R
R
катионная форма
анионная форма
При этом образуется смесь: слабая «белок-кислота» + соль этой слабой кислоты; слабое «белок-основание» - соль этого слабого основания
+
+
Н2 N- СН- COO + Н → Н3 N- СН- COOH
I
I
R
R
основание А-
сопряженная кислота НА
+
Н3 N- СН- COOH → Н2 N- СН- COO - + Н+
I
I
R
R
+
кислота ВН
сопряженное основание В2. Механизм буферного действия
Рассмотрим буферное действие ацетатного буфера. В этом растворе содержатся такие ионы:
CH3COOH/CH3COO РКа
снъсоон) =1,8·10 – 5.
CH3COONa → CH3COО - + Na+
Главный источник ацетат-ионов - сильный электролит CH3COONa.
Если к этой системе добавить сильную кислоту, то ионы будут взаимодействовать с анионами соли, образуя слабодиссоциирующую уксусную кислоту
CH3COONa + HCl → CH 3COOH + NaCl
CH3COO - + Н+ → СН3СООH
Как видим, сильная кислота заменяется эквивалентным количеством слабой,
диссоциация которой в присутствии ацетат-ионов подавлена.
В соответствии с законом разведения Оствальда повышение концентрации
уксусной кислоты понижает степень ее диссоциации, а в результате этого
концентрация ионов Н+ в буфере увеличивается незначительно.
При добавлении к буферному раствору щелочи концентрация водородных
ионов и рН изменяется также незначительно. Щелочь при этом будет реагировать со слабой кислотой по реакции нейтрализации:
СН3СООН + NaOH →CH3COONa + Н20
СНъСООН + ОН - → СН3СОО - + Н20
В результате этого добавленная щелочь заменяется эквивалентным количеством слабоосновной слои, в меньшей степени влияющей на реакцию среды. Незначительное изменение рН может происходить за счет гидролиза и
уменьшения концентрации уксусной кислоты.
В процессе этой реакции расходуется уксусная кислота. Однако активная
кислотность смеси (определяется концентрацией ионов водорода) почти не
изменяется, так как вместо прореагировавших ионов кислоты (Н+ и СН3СОО ) за счет потенциальной кислотности (определяется концентрацией недиссоциированных молекул кислоты) образуются новые ионы Н+ и СН3СОО -.
Механизм действия фосфорного буфера аналогичен действию ацетатного
буфера.
При добавлении к буферу сильной кислоты
Na2HP04 +НС1→ NaH2PO4 +NaCl
2+
НРО4 + Н → Н2РО4 уменьшается количество сопряженного основания, но
увеличивается количество слабой кислоты.
Если к этой системе добавить щелочь
NaH2PO4 + NaOH → Na2HP04 + Н20
Н2Р04 - + NaOH →НРО4- + Н20
то произойдет уменьшение концентрации слабой кислоты и увеличение количества сопряженного основания.
Механизм действия аммиачного буфера заключается в том, что при добавлении к буферу сильной кислоты происходит реакция нейтрализации и
сильная кислота заменяется эквивалентным слабой сопряженной кислоты:
NH4 OH + НC1 → NH4CI + Н20
NH4 OH + Н+ →NH4 + + Н20
Концентрация свободных гидроксид-ионов восполняется за счет потенциальной основности гидроксида аммония.
Щелочь, добавленная к буферу, взаимодействует с сопряженной кислотой, в
результате чего образуется слабое основание, и рН среды мало изменяется:
NH4Cl + NaOH → NH4 OH + NaCl
NH4+ + OH- → NH4OH
3. Расчет рН буферных систем
В основе расчета рН буферных систем лежит закон действующих масс для
кислотно-щелочного равновесия.
В состав ацетатного буфера входит слабая уксусная кислота. Кислота частично диссоциирует на ионы
СН3СООН → СН3СОО - + Н+
К процессу диссоциации слабой уксусной кислоты можно применить закон
действующих масс и записать выражение для константы диссоциации:
Ка 
[ СН 3СОО  ][ H  ]
[ CH 3COOH ]
Решив это уравнение соотносительно равновесной концентрации ионов водорода, получим выражение:
CH COO 
Н   К CH
COOH 


3
а
3
откуда следует, что концентрация ионов водорода зависит от константы диссоциации кислоты и соотношения концентраций недиссоциированных молекул кислоты и анионов.
В присутствии второго компонента буферного раствора - сильного электролита CH3COONa кислотно-основное равновесие уксусной кислоты сдвинуто влево. Потому с достаточным приближением можно считать, что концентрация недиссоциированных молекул кислоты равна исходной концентрации соли
[CH 3COOH ] =
кислота

СН 3СОО  = Na   =[ СН 3 СООNa;] [соль] = [сопряженное основание]. Тогда можно записать:
[ H  ]  Ka
[кислота]
[соль]
или в логарифмическом виде
[кислота ]
[соль]
[кислота ]
pH  pKa  1g
(3.1)
[соль]
[кислота ]
pH  pKa  1g
[соль]
 Lg[ H  ]  1gKa  1g
Уравнение 3.1 называется уравнением Гендерсона-Хассельбаха.
По теории Бренстеда-Лоури, анион кислоты является для нее сопряженным
основанием. В более общем виде уравнение Гендерсона-Хассельбаха записывается так:
pH  pKa  lg
[сопряженное основание]
[кислота]
Для аммиачной буферной системы NH4OH/NHАС1 концентрацию ионов водорода можно рассчитать, исходя из константы кислотно-основного равновесия:
NH4+  NH3+ H+
[ NH 3 ][ H  ]
Ka 
[ NH 4 ]
Отсюда уравнение Гендерсона-Хассельбаха для расчета рН аммиачного буфера:
pH  pKa  lg
[ NH 4OH ]
[ NH  4 ]
(3.2)
Уравнение можно представить в следующем виде:

[ NH 4 ]
pH  14  pKв  lg
, pKв   lg K в ( NH 4 OH )
[ NH 4OH ]
Для фосфатной буферной системы уравнение кислотно-основного равновесия слабой кислоты (дигидрофосфата - иона):
Ka 
[ HPO42 ][ H  ]
[ H 2 PO4 ]


,
отсюда
,
[
H
]

Ka
[ H 2 PO4 ]
[ HPO42  ]
pH  pKa  lg
[ HPO42 ]
[ H 2 PO 4 ]
pKa   lg Ka ( H 2 PO4 )
4. Влияние разбавления и концентрирования на рН буферных
растворов.
Концентрация ионов водорода буферного раствора зависит от константа диссоциации слабого электролита и соотношения концентраций кислоты и соли:
[ H  ]  Ka
[кислота]
[соль]
Если буферный раствор разбавить в 10-20 раз, то заметного изменения рН не
наблюдается, так как при разбавлении или концентрировании одновременно
изменяется концентрация обоих компонентов, а их соотношение остается таким же, например:
[ H  ]  Ka
[кислота ] 10
10[кислота ]
; [ H  ]  Ka
10[соль]
[соль] 10
Конечно, некоторое изменение рН происходит, поскольку с уменьшением
концентрации, увеличивается степень диссоциации слабой кислоты, а уменьшение концентрации слои также изменяет степень гидролиза. Однако это изменение весьма незначительно.
5. Буферная емкость
Способность буферных систем поддерживать постоянное значение рН не является беспредельной, она ограничена. Этот предел характеризуется буферной емкостью.
Буферная емкость В - это количество вещества эквивалента сильной кислоты
или сильного основания, которое следует добавить к 1 л буферного раствора,
чтобы изменить его рН на единицу.
Буферная емкость по кислоте (моль/л):
1

1
с HA   v( B)
n( HA)
z

z
Ba 

pH  v (буфера) ( pH 1  pH 2 )  v(буфера)
Буферная емкость по щелочи (моль/л):̀
1 
1
с B   v ( B )
n( B )
z 
z
Ba 

pH  v (буфера) ( pH 1  pH 2 )  v(буфера)
где V(HA), V(B) - объемы добавленных кислоты НА или щелочи В, л;
1
1
n( HA) , n( B) - количество эквивалента кислоты или щелочи, моль;
z
z
1

 1 
с HA  , с B  - молярная концентрация эквивалента кислоты или щелочи,
z
 z 
моль/л;
pH 1 , pH 2 - значение рН буферного раствора до и после добавления кислоты
или щелочи;
( pH 1  pH 2 ) - разность рН по модулю
v(буфера) - объем буферного раствора, л.
Буферная емкость зависит от ряда факторов:
1. Чем выше концентрация компонентов буферного раствора, тем выше буферная емкость:
[кислота ]
[соль]
10 ммоль
А) [ H  ]  Ka
10 ммоль
100
ммоль
Б) [ H  ]  Ka
100 ммоль
[ H  ]  Ka
Если в оба раствора добавить 5 ммоль сильной кислоты, то:
10  5
15
 Ka 
 Ka  3
10  5
5
100  5
105
Б) [ H  ]  Ka
 Ka 
 Ka  1,1
100  5
95
А) [ H  ]  Ka
В первом случае соотношение компонентов буферного раствора изменится в
3 раза, а во втором - всего лишь в 1,1 раза.
2. Буферная емкость максимальна при соотношении компонентов, равном
единице.
Сравним буферные растворы, содержащие
А)
Б)
50 ммоль кислоты
50 ммоль соли
80 ммоль кислоты
20 ммоль соли
1
4
Если к обеим системам добавить одинаковое количество сильной кислоты
(по 10 ммоль), оно по-разному будет влиять на изменение концентрации ионов водорода:
а) [ H  ]  Ka
50  10
 Ka  1,5
50  10
6) [ H  ]  Ka
80  10
 Ka  9
20  10
В первом случае отношение концентраций компонентов изменилось только в
1,5 раза, во втором - в 9 раз.
Поэтому при приготовлении буферных растворов обычно учитывают эти
факторы, то есть приготавливают буферные системы из достаточно концентрированных растворов с соотношением компонентов, близким к единице.
1
Лабораторная работа
Приготовление буферных растворов и изучение их свойств.
Цель работы: 1. Приготовить буферные растворы с различным соотношением
компонентов.
2. Изучить свойства буферных растворов.
Выполнение эксперимента.
Опыт №1.
Приготовить три фосфатных буферных раствора в пробирках объемом
по 10 мл каждый с соотношением компонентов согласно таблицы №1.
Таблица 1.
Растворы
NaH2
PO4
Na2
HPO4
2 NaH2PO4
Na2HPO4
3 NaH2PO4
Na2HPO4
Соотношение
объемов
(мл)
Значение рН
растворов,
опытное
Значение
рН растворов,
теоретическ.
Значение
рН растворов
после разбавления
в 2 раза
Значение
рН
растворов
после
разбавления
в 3 раза
9
1
5
5
1
9
Растворы перемешать, затем добавить к каждому раствору 2 – 3 капли
раствора универсального индикатора.
После добавления универсального индикатора растворы не перемешивать.
В каждой пробирке образуется окрашенный верхний слой раствора.
Окраску окрашенных слоев сравнивают с эталонной шкалой рН универсального индикатора. Определенные значения рН каждого раствора записать в
табл.1.
Рассчитать значение рН каждого буферного раствора по уравнению:
V(Na2 HPO4)
рН = рКа + lg ------------------ ,
V( NaH2PO4)
где Ка = 7,6 ·10-8
Найденные теоретические значения рН записать в табл.1.
Опыт №2.
Приготовить три буферных раствора с соотношениями, указанными в
первом опыте. Затем каждый раствор (10 мл) разделить на две части по 5 мл.
В три пробирки по 5 мл каждого раствора добавить по 5 мл дистилированной воды, перемешать ( разбавление в 2 раза).
В оставшиеся три пробирки с 5 мл каждого раствора добавить по 10 мл
дистилированной воды. Растворы перемешать ( разбавление в 3 раза).
Во все пробирки добавить 2-3 капли раствора универсального индикатора. Верхние окрашенные слои растворов сравнить с эталонной шкалой рН
универсальгого индикатора. Найденные значения рН записать в табл.1.
Сделать выводы из результатов опытов 1 и 2.
Тестовый контроль.
1.Какие из перечисленных веществ могут быть взяты для приготовления буферных растворов:
а) КОН + КС1; б) НС1 + КС1;в) Н2СО3 + NaНСО3 ;г) КС1 + NаNО3 ?
2.С какими значениями рН можно приготовить бикарбонатный буфер если
рКа ( н2со3 ) = 6,35:
а) рН = 2; б) рН = 9; в) рН = 4; г) рН = 7?
4. При концентрировании буферных систем их значение рН:
а) резко увеличивается; б) остается практически неизменным; в) резко
уменьшается; г) сохраняется абсолютно неизменным?
5. При добавлении к буферной системе небольших количеств сильной кислоты ее значение рН:
а ) сохраняется неизменным; б) незначително понижается; в) резко возрастает; г) незначительно повышается?
6. Буферные растворы состоят из:
а) из слабой кислоты и сопряженного с ней основания; б) из двух сильных
кислот; в) из сильной кислоты и сопряженного с ней основания; в) из слабой
кислоты и сильного основания?
7. Буферная емкость максимальна при соотношении компонентов:
а) больше единицы; б) равном единице; в) меньше единицы; г) равном 7?
8. Какая буферная система находится и в плазме и в эритроцитах:
а) бикарбонатная; б) гемоглобиновая; в) оксигемоглобиновая; г) протеиновая?
9. Значение рН плазмы в норме составляет:
а) 7,6; б) 7,4; в) 6,7; г) 4,7 ?
10.В результате гипервентиляции рН крови составило 7,5. Такое состояние
называют:
а) респираторным ацидозом; б) метаболическим алкалозом; в) респираторным алкалозом; г) метаболическим ацидозом?
11.Что в фосфатном буфере выполняет роль слабой кислоты:
а) гидрофосфат натрия; б) ортофосфорная килота; в) дигидрофосфат натрия;
в) фосфат натрия?
Литература
1. А.П.Садовничая, В.Г.Хухрянский, П.Я.Цыганенко “Биофизическая химия» - К.: «Вища школа», 1986.
2. А.С.Ленский «Введение в бионеорганическую и биофизическую химию" М.; «Высшая школа», 1989.
3. Ю.А.Ершов, В.А.Попков, А.С.Берланд, А.З.Книжник, Н.И. Михайличенко « Бифизическая химия. Химия биогенных элементов» - М.: Высшая
школа», 1993.
4. В.А.Попков, С.А.Пузаков « Общая химия». – М.:ГЭОТАР – Медиа»,
2007.
5. А.С.Ленский, И.Ю.Белавин, С.Ю.Быликин «Биофизическая и бионеорганическая хиия»-М.:»Медицинское информационное агенство», 2008.
6. Конспекты лекций.