Материал: 1_metodichka_po_khimii

СН3СОО- + Na+ + Н2О → СН3СООН + Na+ + ОН-

Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, под-

вергаясь гидролизу по катиону, смешает равновесие диссоциации воды в сторону образования протонов.

Например: NН4+ + Сl- + Н2О → NН4ОН + H+ + Cl-

Буферные системы (БС) – водные растворы, препятствующие из-

менению рН при добавлении небольших количеств сильных кислот, осно-

ваний, а также при разбавлении и концентрировании.

Состав любой БС включает в себя 2 компонента в следующих вари-

антах:

а) слабая кислота и её соль, образованная сильным основанием;

б) слабое основание и его соль, образованная сильной кислотой.

Пример БС первого типа – ацетатный буфер:

СН3СООН/СН3СОО-+Na+

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

Пример БС второго типа – аммиачный буфер:

NH4OH/NH4+ + Cl-

где NH4OH – слабое основание, NH4+ + Cl- - его соль, образованная силь-

ной кислотой (HCl).

Важнейшим компонентом БС является именно слабый электролит.

Он обеспечивает резервную кислотность или основность.

Классификация кислотно-основных буферных систем:

Буферные системы могут быть четырех типов:

1. Слабая кислота и ее анион А- /НА:

ацетатная буферная система СН3СОО-/СН3СООН в растворе СН3СООNa и

СН3СООН, область действия рН = 3,8-5,8.

Водород-карбонатная система НСО3-/Н2СО3 в растворе NaНСО3 и

Н2СО3, область её действия – рН = 5,4-7,4.

2. Слабое основание и его катион В/ВН+:

106

аммиачная буферная система NH3/NH4+ в растворе NH3 и NH4Cl,

область ее действия – рН = 8,2-10, 2.

3. Анионы кислой и средней соли или двух кислых солей:

карбонатная буферная система СО32-/НСО3- в растворе Na2CO3 и

NaHCO3, область ее действия рН = 9,3-11,3.

фосфатная буферная система НРО42-/Н2РО4- в растворе Nа2НРО4 и

NаН2РО4, область ее действия рН = 6,2-8,2.

Эти солевые буферные системы можно отнести к 1-му типу, т.к. одна из солей этих буферных систем выполняет функцию слабой кислоты. Так,

в фосфатной буферной системе анион Н2РО4- является слабой кислотой.

4. 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 прояв-

лять буферное действие, когда к ним добавляют некоторое количество кислоты или щелочи. Тогда часть белка (аминокислоты) переходит из ИЭС

вформу «белок-кислота» или соответственно в форму «белок-основание».

4.7.Зона буферного действия и буферная емкость. Расчет рН протолитических систем

Реакция среды в растворе конкретной БС зависит от двух факторов:

Кдисс слабого электролита и соотношения компонентов. Значение рН БС может быть рассчитано по уравнению Гендерсона-Гассельбаха:

где рКа – показатель кислотности слабой кислоты (справочная, кон-

стантная величина, например, для уксусной кислоты он равен +4,76), [A-] –

концентрация соли [HA] – концентрация слабой кислоты. Используя урав-

нение Гендерсона-Гассельбаха можно приготовить буфер с заданным зна-

107

чением рН.

Способность буфера к сохранению рН не беспредельна, она опреде-

ляется 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 концен-

трация компонентов и чем ближе их соотношение к единице.

Буферная емкость (В) измеряется количеством моль или ммоль экви-

валента кислоты или щелочи, добавление которого к 1 л буферного рас-

твора изменяет рН на единицу.

В=C×V/∆pH×Vбуф,

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 компо-

нентов, 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 дру-

гого не более, чем в 10 раз.

Интервал рН=рКа±1 называется зоной буферного действия.

4.При разбавлении буферного раствора величина буферной емко-

сти уменьшается вследствие снижения концентрации компонентов раство-

ра.

108

зуется за счёт резервной кислотности: СН3СООН + ОН- ↔ СН3СОО- + Н2О.

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 остаёт-

ся прежним соотношение компонентов БС.

4.9.Буферные системы крови: гидрокарбонатная, фосфатная,

гемоглобиновая, белковая

Бикарбонатная (гидрокарбонатная) БС (Н2СО3/НСО3-) – мощная система плазмы крови, составляющая примерно 10% от её общей буфер-

ной ёмкости. В норме соотношение компонентов (гидрокарбонат-анион /

угольная кислота) равно 20.

Механизм действия бикарбонатной БС в организме аналогичен тако-

вому ацетатной БС, с той лишь разницей, что при увеличении концентра-

ции угольной кислоты, она интенсивно разлагается под действием фермен-

та карбангидразы: Н2СО3 ↔ Н2О + СО2↑.

Образующийся при этом углекислый газ удаляется с выдыхаемым возду-

хом.

Фосфатная БС. Образована двумя ионами: гидро- и дигидрофосфат-

анионами: НРО42-/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 пред-

110