Естественные буферные растворы и их биологическое значение

Лекция 3

Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатель. Буферные растворы. Гидролиз солей.

Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатель

Вода – слабый электролит, из 226 молекул диссоциирует одна.

H ₂ O <=> H ⁺ + OH ^-

К _дис = [H ⁺] [OH ^-] / [ H ₂ О] = 1,8 ∙ 10^-16 (при 22^◦С)

Так как вода диссоциированна слабо, концентрацию воды [ H ₂ О]  можно считать постоянной: С = m / M ∙ V

[H₂O] = 1000г / 18г/моль ∙ 1л = 55,56 моль/л

[H ⁺] [OH ^-] = К _дис ∙[ H ₂ О] = K_{w ;} K_w – ионное произведение воды

[H ⁺] [OH ^-] = 1,8 ∙ 10^-16 ∙ 55,56 = 10^-14 (при 22^◦С) K_w = 10^-14

Ионное произведение воды зависит от температуры. При увеличении температуры значение ионного произведения воды возрастает (например, при 100°С оно достигает величины 5,5·10^-13).

[H+] = [OH-] = √10^-14 = 10^-7  моль/л

Т.е. в одном литре чистой воды содержится 10^-7 г-ионов Н⁺ (или 1 ∙ 10^-7г) и 10^-7 г-ионов ОН^- (или 17 ∙ 10^-7г) 

Понятие среды: в химическом аспекте понятие среды означает концентрацию в ней ионов водорода. Среда бывает кислой, нейтральной и щелочной.

1) [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 – нейтральная среда

2) [H⁺] > [OH^-] > 10^-7 – кислая среда

3) [H⁺] < [OH^-] < 10^-7 – щелочная среда

Водородный показатель (рН)

В 1909г. Соренсен для удобства расчетов ввел величину:

pH = – ℓ g [ H ⁺ ] , отсюда [ H ⁺ ] = 10^{- pH}

РН (водородный показатель) - это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода.

pOH = - ℓ g [ OH ^- ], отсюда [ OH ^- ] = 10^{- pOH}

POH – гидроксильный показатель

pH + pOH = 14

рН = 7   нейтральная среда

рН < 7 кислая среда

рН > 7 щелочная среда

Расчеты рН кислот и оснований

Рассмотрим 4 возможных случая:

1. Сильная кислота – НCl, HNO₃, H₂SO4, HClO₄ и др.

HАn <=> H⁺ + An^-      диссоциация идет практически нацело.

[H⁺] = C _{кислоты}

рН = - ℓ g [ H ⁺ ] = - ℓ g C _{кислоты}

 

2. Слабая кислота – H₂S, HCN, H₂CO₃, HNO₂, H₂SO₃ и др.

HАn <=> H⁺ + An^-       диссоциация идет слабо, меньше 5%

[H⁺]  ≠ С _{кислоты}

[H⁺] = √K_дис ∙ C

pH = 1/2 pKа – 1/2 ℓ g C _{кислоты}

pK_а- силовой показатель кислоты; pK_а= -ℓg K_{дис к-ты}

 

3. Сильное основание (щелочи) LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂

MeOH <=> Me⁺ + OH^- диссоциация идет полностью.

[ОН^-] = C _{основания}

p[OH^-] = - ℓg[OH^-] = -ℓg C _{основания}

рН = 14 – p[OH^-] = 14 + ℓg C _{основания}

 

4. Слабое основание: NH₄OH

MeOH <=> Me⁺ + OH^- диссоциация идет не полностью, меньше 5%

[OH^-]  ≠ С _{основания}

[OH^-] = √ K_дис ∙ C

pH = 14 – 1/2 рК_в + 1/2 ℓg C_{основания}

pK_в – силовой показатель основания; pK_в= -ℓg K_{дис осн}

Качественно кислотность среды определяется с помощью индикаторов – веществ, которые меняют свою окраску в зависимости от характера среды. Наиболее распространёнными индикаторами являются: метиловый оранжевый, метиловый красный, фенолфталеин. В таблице даны характеристики основных применяемых индикаторов.

Таблица 1. Кислотно-основные индикаторы

Название индикатора	Цвет индикатора в различных средах
	в кислой	в нейтральной	в щелочной
Метиловый оранжевый	красный (рН<3,1)	оранжевый (3,1<рН<4,4)	желтый (рН>4,4)
Фенолфталеин	бесцветный (рН<8,0)	бледно-малиновый (8,0<рН<9,8)	малиновый (рН>9,8)
Лакмус	красный (рН<5,0)	оранжевый (5,0<рН<8,0)	желтый (рН>8,0)

Более точно измерение pH среды проводят с помощью приборов pH –метров. Для многих агрохимических процессов кислотность среды имеет большое значение. Например, pH почвенного раствора – важнейшая характеристика почвы. Растения нормально произрастают только при определенных значениях pH почвенного раствора.

Культура	pH для оптимального роста
Сахарная свёкла, капуста	7.0 – 7.5
Картофель	4.5 – 6.3
огурцы	7.0
морковь	6.5

Буферные растворы

Способность некоторых растворов сохранять постоянное значение рН при добавлении небольших количеств кислот и щелочей называют буферным действием.

Буферные растворы – это растворы с определенной концентрацией свободных водородных ионов (рН), которые незначительно изменяются при разбавлении, концентрировании а так же при добавлении небольших количеств кислот и щелочей, не превышающих некоторых пределов.

 

Примеры буферных растворов:

 

1. Растворы, содержащие слабую кислоту и её соль, образованную сильным основанием.

СН₃СООН + СН₃СООNa – ацетатный буфер

2. Растворы, содержащие слабое основание и его соль образованную сильной кислотой.

NH₄OH + NH₄Cl – аммиачный буфер (аммонийный буфер)

3. Растворы, содержащие смесь кислых солей

NaH₂PO₄ + Na₂HPO₄ – фосфатный буфер.

NaHCO₃ + Na₂CO₃ – карбонатный буфер.

В расчетах менее замещенная соль играет роль кислоты.

РН буферных растворов

I . Рассчитаем рН буферного раствора на примере ацетатного буфера:

СН₃СООН + СН₃СООNa

СН₃СООН <=> CH₃COO^- + H⁺

K_дис = [CH₃COO^-] ∙ [H⁺] / [CH₃COOH]

[H⁺] = K_дис ∙ [CH₃COOH] / [CH₃COO^-]

[CH₃COOH] = C кислоты

[CH3COO^-] = C соли

-lg[H+] = - lg K_дис – lg C кислоты / С соли

рН = рК_а – lg C кислоты /С соли

Если соль и кислота взяты в разных объемах, то формула имеет следующий вид:

рН = рК_а – lg ( C кислоты ∙ V кислоты) / ( C соли ∙ V соли)

С - молярная концентрация эквивалента.

рКа – силовой показатель кислоты

II . Для аммиачного буфера:

рН = 14 – рК_в + lg ( C основания ∙ V основания) / ( C соли ∙ V соли)

рК_в – силовой показатель основания.

Наиболее часто применяют буферные растворы с концентрацией компонентов 0.1 н.

Механизм буферного действия

Буферное действие этих растворов объясняется их способностью связывать как ионы Н⁺, так и ОН^-.

Пример ацетатного буфера:

a) Добавляем кислоту:

СН₃COONa + HCl → CH₃COOH + NaCl

CH3COO^- + Na⁺ + H⁺ + Cl^- → CH₃COOH + Na⁺ + Cl^-

CH3COO^- + H⁺ → CH₃COOH

Добавили сильную кислоту, получилась слабая кислота, рН не изменится.

в) Добавляем щелочь:

СH₃COOH + NaOH →  CH₃COONa + H₂O

CH₃COOH + Na⁺ + OH^- →  CH₃COO^- + Na⁺ + H₂O

CH₃COOH + OH^-→ CH₃COO^- + H₂O

Добавили сильную щелочь, получился слабый электролит – вода, рН не изменится.

2. Пример аммиачного буфера:

a) Добавляем кислоту:

NH₄OH + HCl → NH₄Cl + H₂O

NH₄OH + H⁺ + Cl^- →NH₄⁺ + Cl^- + H₂O

NH₄OH + H⁺ → NH₄⁺+H₂O

Добавили кислоту, получился слабый электролит – вода, рН не изменится.

в) Добавляем щелочь:

NH₄Cl + NaOH → NH₄OH + NaCl

NH₄⁺ + Cl^- + Na⁺ + OH^- → NH₄OH + Na⁺ + Cl^-

NH₄⁺ + OH^- → NH₄OH

Добавили щелочь, получился слабый электролит гидроксид аммония, рН не изменится.

Вывод: таким образом, способность буферного раствора поддерживать практически постоянной величину рН основана на том, что один компонент раствора связывает ионы [Н+], а другой [ OH -]

Разбавление буферного раствора или его концентрирование путём выпаривания не влияет на pH, т.к. при этом меняется концентрация компонентов буфера, но их отношение остается неизменным.

Буферная ёмкость

Способность буферных растворов сохранять постоянство pH небезгранична. Предел, в котором проявляется буферное действие называется буферной ёмкостью (B). Она определяется количеством эквивалентов сильной кислоты или щелочи, которое надо добавить к 1 литру буферного раствора, чтобы его pH изменился на 1.

 где  исходное значение,  значение после добавления щелочи или кислоты.

Буферная ёмкость тем выше, чем больше концентрация компонентов буферного раствора. Наибольшей буферной емкостью обладают растворы с одинаковой концентрацией компонентов. В таких растворах всегда  или . Разбавление буферного раствора не влияет на его pH, но сильно сказывается на его буферной ёмкости, она уменьшается.

Естественные буферные растворы и их биологическое значение

Кислотно - щелочной баланс в крови человека и животных обеспечивается рядом буферных растворов:

1. Водородкарбонатный буферный раствор: H₂CO₃ +NaHCO₃

2. Карбонатный буферный раствор: CO₂ + Ca(HCO₃)₂; CO₂ + Mg(HCO₃)₂

 Эти растворы эффективно компенсирует действие веществ, увеличивающих кислотность крови, например, молочной кислоты, избыток которой образуется при интенсивной физической нагрузке.

3. Фосфатный буферный раствор – играет более важную роль в клетках крови, чем в её плазме: CaHPO₄ + Ca(H₂PO₄)₂

4. Белковый (аминокислотный) буферный раствор – нейтрализует как кислые, так и основные продукты обмена веществ. Аминокислоты и белки относятся к амфотерным соединениям. Поэтому они образуют буферные растворы 2-х типов: слабая кислота и ее соль; слабое основание и его соль.

Значение буферных растворов

 В природе буферные растворы обеспечивают химическую устойчивость и нормальную работу ферментативных систем. Многие ферменты могут функционировать в узких диапазонах pH. Изменение pH на 0.4 единицы гибельно для живых организмов, происходит денатурация белка.

Природные буферные системы	pH
Кровь человека	7.35 – 7.45
Слюна	6.35 – 6.85
Молоко	6.6 – 6.9

 

К естественным буферным растворам относятся также почвенные растворы за счет содержащихся в них электролитов. Они создают благоприятные условия для развития растений, которые могут развиваться при определенных значениях pH почвы. При pH > 9 и pH<3 протоплазма клеток в корнях растений сильно повреждается. Буферная емкость почвы определяет ее экологическую устойчивость несмотря на неблагоприятное действие кислотных дождей.

Почва	pH их почвенных растворов
Подзолистая	3.5 - 6
Серая лесная	5.5 - 6.5
Чернозём	6.5 - 7
Солончаковые	8 - 9

Гидролиз солей

Гидролизом солей называется обменная реакция ионов соли с молекулами воды, в результате которой смещается равновесие диссоциации воды и часто изменяется рН растворов.

Согласно современным представлениям о механизме диссоциации ионы в водном растворе окружены гидратной оболочкой.

Катионы  удерживают свою гидратную оболочку за счет донорно-акцепторной связи.

Катионы - акцепторы электронных пар атома кислорода:

                  Н      Z+

Kat^z+ ← О                 

                  Н

Анионы  удерживают свою гидратную оболочку за счет водородной связи:

An^z-.... H       Z-          

                О

         Н           

Исходя из этого, гидролиз является результатом поляризационного взаимодействия ионов соли с их гидратной оболочкой.

Гидролизу подвергаются соли, образованные:

1. слабым основанием и сильной кислотой;

2. сильным основанием и слабой кислотой;

3. слабой кислотой и слабым основанием;

4. соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются

I . Под действием электрического поля иона соли в молекуле воды происходит перераспределение зарядов, и молекула воды становится более полярной, связи в ней разрываются. Этот процесс для катионов можно представить так:

               Н     Z+

Kat^z+←О              → [ Kat OH]^(z-l)+ + H⁺

               Представленная схема имеет место при гидролизе соли по катиону (соли образованы слабыми основаниями и сильными кислотами).

Существуют соли:

а) однозарядных катионов NH₄⁺, Cu⁺;

б) двухзарядных Си²⁺ , Zn²⁺ , Cd²⁺ , Mn²⁺ ...

в) трехзарядных А1³⁺ , Cr³⁺ , Fe³⁺ ;

Пример: Рассмотрим гидролиз соли хлорида цинка. Так как катион Zn²⁺ двухзарядный, гидролиз идет ступенчато. По второй ступени гидролиз идет незначительно.

1ступень:

Ионное уравнение: Zn²⁺ + Н₂О <=> (ZnOH)⁺ + Н⁺

Молекулярное уравнение: ZnCl₂ + Н₂О <=> ZnOHCl + HC1

2ступень:

ZnOH⁺ + Н₂О <=> Zn(OH)₂ + Н⁺

ZnOHCl + Н₂О <=> Zn(OH)₂ + HCl

Ионное уравнение показывает:

а) гидролизу подвергся катион Zn²⁺

б) в результате реакции гидролиза накапливаются ионы Н+, которые сообщают среде кислую реакцию (рН<7).

II . Гидролиз по аниону (соли образованы сильными основаниями и слабыми кислотами). Взаимодействие силового поля анионов с гидратной оболочкой:

       Н               Z-

 An^z-...   O          <=> HAn^(z-l)-+ ОН^-

       Н

Существуют соли:

а) однозарядных анионов CN ¯ , СlO ¯

б) двухзарядных анионов S^2-, SO₃^2-, СО₃ ^2-

б) трехзарядных анионов ВО₃^3-, СrО₃^3-

Пример: Рассмотрим гидролиз соли Na₂S . Анион S^2- двухзарядный, поэтому идет двухступенчатый гидролиз:

1 ступень:                                              2 ступень:

S^2- + Н₂О <=> HS^- + ОН^-                           HS^- + Н₂О<=>H₂S + ОН^-

Na₂S + Н₂О <=> NaHS + NaOH              NaHS + Н₂О <=> H₂S + NaOH

Ионные уравнения показывают, что:

а) гидролизу подвергаются анионы S^2-

б) в результате гидролиза накапливаются ионы ОН^-, которые сообщают среде щелочную реакцию рН > 7.

---

Дата добавления: 2020-11-23; просмотров: 859; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

---

---

Мы поможем в написании ваших работ!