Класифікація кислотно-основних буферних систем

Буферні розчини

Теоретичні відомості

План проведення заняття

Уміти

Знати

Навчальна мета

Матеріальне забезпечення

Буферні розчини: фосфатний, ацетатний, аміачний.

1. Класифікацію буферних систем.

2. Роль буферних розчинів у людському організмі.

1. Визначати рН буферних розчинів.

1. Класифікація кислотно-основних буферних систем.

2. Визначення рН буферних розчинів.

3. Значення буферних систем.

У хімії, біології, медицині, промисловому виробництві ті чи інші процеси дуже часто відбуваються при постійних значеннях рН, а під час реакцій йони гідрогену можуть вбиратися або виділя­тися. Щоб процес відбувався при сталому значенні рН, у розчин уводять буферні суміші, які вбирають йони гідрогену або гідроксид-йони, і значення рН розчину практично не змінюється.

Буферними розчинами називають розчини суміші слабкої кис­лоти (або слабкої основи) та її солі, наприклад суміш (СН₃СООН + СН₃СО(Nа), суміш гідроксиду амонію і хлориду амонію (NH₄ОН + NH₄С1).

Буферні системи можуть бути чотирьох типів.

1. Слабка кислота та її аніон. Наприклад, ацетатна буферна система СН₃СОО₇/СН₃СООН у розчині СН₃СООNа і СН₃СООН, діа­пазон дії — рН 3,8 — 5,8. Гідрогенкарбонатна система НСО₃-/Н₂СО₃ в розчині NаНСО₃ і Н₂СО₃, діапазон дії — рН 5,4 — 7,4.

2. Слабка основа і її катіон. (В/ВН⁺). Наприклад, аміачна бу­ферна система NН₃/NН₄⁺ у розчині NН₃і NН₄С1, діапазон її дії — рН 8,2 —10,2.

3. Аніони кислої і середньої солі або кислих солей. Наприклад, фосфатна буферна система НРО / Н₂Р0₄ у розчині Nа₂НРО₄ і NаН₂РО₄, діапазон їх дії рН — 6,2 — 8,2.

4. Йони і молекули амфолітів. До них належать амінокислоти і білкові буферні системи. Якщо амінокислоти і білки перебувають в ізоелектричному стані (сумарний заряд молекул рівний нулю), то розчини цих сполук не є буферними. Вони проявляють буферну дію, коли до них додавати деяку кількість кислоти або лугу. Тоді частина білка (амінокислоти) переходить із ізоелектронного стану в форму білок—амінокислота або відповідає формулі білок—осно­ва. При цьому виникає система двох форм білка: а) слабка білок— кислота + сіль цієї слабкої кислоти; б) слабка білок—основа + сіль цієї слабкої основи. 45

Механізм буферної дії можна розглянути на прикладі ацетат­ної буферної системи СН₃СОО~/СН₃СООН, в основі дії якої лежить кислотно-основна рівновага:

СН.СООН СН₃СОО^- + Н⁺; рКа = 4,8.

Основне джерело ацетат-йонів — сильний електроліт ацетат СН₃СООNа — при додаванні сильної кислоти поєднана основа СН₃СОО^- зв'язує додаткові йони Н⁺, перетворюючись на слабку оц­тову кислоту:

сн₃соо- + н⁺о сн„соон.

Кислотно-основна рівновага зміщується ліворуч за принципом Ле Шательє.

Зменшення концентрації аніонів СН₃СОО^- точно зрівноважуєть­ся підвищенням концентрації молекул СН₃СООН. У результаті відбувається невелика зміна в співвідношенні концентрацій слаб­кої кислоти та її солі, а значить і ненабагато змінюється рН.

При додаванні лугу протони оцтової кислоти (резервна кис­лотність) вивільняються і нейтралізують додаткові йони ОН^-, зв'я­зуючи їх у молекули води:

сн₃соон + он^- сн₃соо- + н,о

Кислотно-основна рівновага зміщується праворуч за принци­пом Ле Шательє.

У цьому випадку відбувається невелика зміна в співвідношенні концентрації слабкої кислоти та її солі, а значить, і незначна зміна рН. Зменшення концентрацій слабкої кислоти СН₃СООН точно зрівноважується підвищенням концентрації аніонів СН₃СОО^-.

При додаванні до цих сумішей сильної кислоти або сильної ос­нови відбуваються такі реакції:

СНСООNа + НС1 СН₃СООН + NаСІ;

СН₃СООН + NаОН СН₃СООNа + Н₂О;

NH4OH + HCl NН4С1 + Н₂О;

NН₄С1 + NaОН NaCl + NH₄OH.

Отже, при дії на буферний розчин сильної кислоти або сильної основи змінюється концентрація слабкої кислоти (або слабкої ос­нови). Проте рН розчину практично не змінюється. Це пояснюєть­ся тим, що слабка кислота (або слабка основа) мало дисоціює, а за наявності однойменних йонів її солі дисоціація відбувається ще меншою мірою. Таким чином, рН буферної суміші під впливом сильної основи або сильної кислоти практично не змінюється.

Не змінюється рН буферної суміші і при розведенні, тому що залежить лише від співвідношення концентрації солі та кислоти. Це видно з формули, яку використовують для обчислення рН бу­ферної суміші:

рН = рК к-ти + lg

де рК к-ти = lgК к-ти.

Для буферної суміші, що складається із слабкої основи та її солі, формула для обчислення рОН така:

рОН = рК основи + lg

де рК основи = lgК основи.

Буферні розчини часто використовують у хімічній промисло­вості в якісному та кількісному аналізах, коли потрібно виконати реакцію при певному значенні рН.

Коли за допомогою дихромату калію виявляють йони барію в оцтовокислому середовищі за наявності йонів стронцію, відбуваєть­ся така реакція: 46

2Ва²⁺ + СrO²₇^- + Н₂О 2Ва СrO₄ + 2H⁺.

У результаті реакції утворюється жовтий осад хромату барію, який розчиняється в кислоті. Ось чому виділення йонів гідрогену під час реакції — явище небажане. Щоб реакція відбувалася до кінця, розчин потрібно нейтралізувати. Використовувати для цього розчин лугу не можна, оскільки в лужному середовищі осаджу­ватиметься хромат стронцію. Тому йони гідрогену, що виділяють­ся в результаті реакції, зв'язують додаванням розчину ацетату на­трію. Утворюється буферна суміш, у якій рН близько 5. При цьо­му значенні рН стронцій залишається в розчині, йони барію по­вністю осаджуються.

Буферні суміші використовують у кількісному аналізі при тит­руванні слабких основ і слабких кислот. У цьому разі наприкінці титрування утворюються солі слабких кислот або основ і трохи вільної кислоти або основи. Тому щоб правильно вибрати індика­тор, потрібно враховувати утворення буферної суміші і, виходячи з цього, обчислювати рН у точці еквівалентності.

У хімічному аналізі використовують такі буферні суміші: бор­ної кислоти і борату натрію, одно- і двозаміщених фосфатів калію, винної кислоти та її солі, лимонної кислоти та її солі тощо.

Кожний буферний розчин має певну буферну ємність — здат­ність розчину зберігати сталу величину рН при додаванні кислот або лугів. Вона визначається кількістю еквівалентних мас кисло­ти (або лугу), яку треба додати, щоб величина рН 1 л буферного розчину змінилася на одиницю.

Буферні розчини широко застосовуються в аналітичній хімії. В якісному аналізі багато процесів осадження малорозчинних елек­тролітів проходять при певному значенні рН розчину. Осадження йонів кальцію у вигляді солі СаКNH₄[Fе(СN)₃] відбувається при пев­ному значенні рН. З цією метою додають буферну суміш NН₄С1. Щоб виявити йони магнію за допомогою моногідрофосфату натрію, застосовують буферну суміш (NH₄(ОН) + NН₄С1). Вона створює рН 8,5, при якому гідроксид магнію не осаджується, айонмагнію виділяється у вигляді солі МgNН₄РО₄.

Буферні розчини широко застосовуються і в кількісному аналізі. Гравіметричне визначення багатьох йонів (А1³⁺, Мg²⁺ та ін.) відбувається за певного значення рН розчину, яке створюється за допомогою тієї чи іншої буферної суміші. Титриметричне визна­чення багатьох металів трилоном Б проходить при певному зна­ченні рН (8—10). Необхідне середовище створюється додаванням до розчину амонійної буферної суміші (NН₄(ОН) + NH₄С1).

Буферні розчини відіграють важливу роль у житті організму, забезпечуючи стале рН його внутрішнього середовища. Наприклад, у крові людини наявні 3 види буферних систем: фосфатна, гідро-карбонатна, білкова.

Якщо в крові якимось чином створюється надлишок йонів Н⁺, то він зв'язується з одним із компонентів тієї чи іншої буферної системи. Завдяки цьому в організмі людини сталим є рН не тільки крові (7,36—7,40), а й слини (7,0), жовчі (8,0) тощо. Зміна рН крові й жовчі може відбутися при різних захворюваннях. Наприклад, у тяжких випадках цукрового діабету рН крові зміщується в кислу сторону (ацидоз), а при тяжкій нирковій або печінковій недостат­ності може зміститися рН крові в лужний бік (алкалоз).

Дата добавления: 2017-02-01