Una dintre principalele proprietăți ale organismelor vii este menținerea homeostaziei acido-bazice la un anumit nivel. Homeostazia protolitică- constanța pH-ului fluidelor biologice, țesuturilor și organelor. Aceasta își găsește expresia în valorile pH-ului destul de constante ale mediilor biologice (sânge, saliva, suc gastric etc.) și capacitatea organismului de a restabili valorile normale ale pH-ului atunci când este expus la protoliți. Suport de sistem homeostazia protolitică, include nu numai mecanismele fiziologice (compensarea pulmonară și renală), ci și pe cele fizico-chimice: acțiunea tampon, schimbul de ioni și difuzia.

soluții tampon numit soluții care își mențin valorile pH-ului neschimbate atunci când sunt diluate sau când se adaugă o cantitate mică de acid sau bază puternică. Soluțiile tampon protolitice sunt amestecuri de electroliți care conțin ioni cu același nume.

Există în esență două tipuri de soluții tampon protolitice:

Acid, adică constând dintr-un acid slab și un exces din baza sa conjugată (sare formată dintr-o bază tare și un anion al acestui acid). De exemplu: CH 3 COOH și CH 3 COOHa - tampon acetat

CH 3 COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 COO - exces conjugat

temeiuri

CH 3 COOHa → Na + + CH 3 COO -

De bază, adică constând dintr-o bază slabă și un exces din acidul său conjugat (adică o sare formată dintr-un acid puternic și un cation al acestei baze). De exemplu: NH 4 OH și NH 4 Cl - tampon amoniac.

NH 3 + H 2 O ↔ OH - + NH 4 + exces

Baza

conjuga

NH 4 Cl → Cl - + NH 4 + acizi

Ecuația sistemului tampon este calculată folosind formula Henderson-Hasselbach:

pH = pK + ℓg, pOH = pK + ℓg
,

unde pK = -ℓg K D.

C este concentrația molară sau echivalentă a electrolitului (C = V N)

Mecanismul de acțiune al soluțiilor tampon

Luați în considerare utilizarea unui tampon acetat ca exemplu: CH 3 COOH + CH 3 COOHa

Concentrația mare de ioni de acetat se datorează disocierii complete a unui electrolit puternic, acetatul de sodiu și acidul acetic în prezența anionului cu același nume există în soluție într-o formă practic neionizată.

Când se adaugă o cantitate mică de acid clorhidric, ionii H + se leagă la baza conjugată CH 3 COO - prezentă în soluție într-un electrolit slab CH 3 COOH.

CH 3 COO ‾ +H + ↔ CH 3 COOH (1)

Ecuația (1) arată că acidul tare HC1 este înlocuit cu o cantitate echivalentă din acidul slab CH3COOH. Cantitatea de CH 3 COOH crește și, conform legii diluției de W. Ostwald, gradul de disociere scade. Ca urmare, concentrația ionilor H + în tampon crește, dar foarte ușor. pH-ul este menținut constant.

Când se adaugă acid în tampon, pH-ul este determinat de formula:

pH = pK + ℓg

Când se adaugă o cantitate mică de alcali în tampon, acesta reacţionează cu CH3COOH. Moleculele de acid acetic vor reacționa cu ionii de hidroxid pentru a forma H 2 O și CH 3 COO ‾:

CH 3 COOH + OH ‾ ↔ CH 3 COO ‾ + H 2 O (2)

Ca rezultat, alcaliul este înlocuit cu o cantitate echivalentă de sare slab bazică CH3COONa. Cantitatea de CH 3 COOH scade și, conform legii de diluție a lui W. Ostwald, gradul de disociere crește datorită acidității potențiale a moleculelor de CH 3 COOH nedisociate rămase. În consecință, concentrația ionilor de H + practic nu se modifică. pH-ul rămâne constant.

Când se adaugă alcali, pH-ul este determinat de formula:

pH = pK + ℓg

La diluarea tamponului, nici pH-ul nu se modifică, deoarece constanta de disociere și raportul componentelor rămân neschimbate.

Astfel, pH-ul tamponului depinde de: constanta de disociere și raportul de concentrație al componentelor. Cu cât aceste valori sunt mai mari, cu atât pH-ul tamponului este mai mare. pH-ul tamponului va fi cel mai mare la un raport de componente egal cu unu.

Pentru caracteristici cantitative conceptul de tampon introdus capacitate tampon.

Se numesc soluții tampon soluții care își mențin valorile pH-ului neschimbate atunci când sunt diluate sau când se adaugă o cantitate mică de acid sau bază puternică. Soluțiile tampon protolitice sunt amestecuri de electroliți care conțin ioni cu același nume.Există în principal două tipuri de soluții tampon protolitice: Acide, i.e. constând dintr-un acid slab și un exces din baza sa conjugată (sare formată dintr-o bază tare și un anion al acestui acid). De exemplu: CH 3 COOH și CH 3 COOHa - tampon acetat; Bazic, i.e. constând dintr-o bază slabă și un exces din acidul său conjugat (adică o sare formată dintr-un acid puternic și un cation al acestei baze). De exemplu: NH 4 OH și NH 4 Cl - Ecuația sistemului tampon este calculată folosind formula Henderson-Hasselbach:

pH = pK + ℓg, pOH = pK + ℓg,

unde pK = -ℓg K D.

C este concentrația molară sau echivalentă a electrolitului (C = V N)

Mecanismul de acțiune al soluțiilor tampon

Luați în considerare utilizarea unui tampon acetat ca exemplu: CH 3 COOH + CH 3 COONa Când se adaugă o cantitate mică de acid clorhidric, ionii H + se leagă de baza conjugată CH 3 COO - prezentă în soluție într-un electrolit slab CH 3 COOH .

CH 3 COO‾ +H + ↔CH 3 COOH(1)

Ecuația (1) arată că acidul tare HC1 este înlocuit cu o cantitate echivalentă din acidul slab CH3COOH. Cantitatea de CH 3 COOH crește și, conform legii diluției de W. Ostwald, gradul de disociere scade. Ca urmare, concentrația ionilor H + în tampon crește, dar foarte ușor. pH-ul este menținut constant.

Când se adaugă acid în tampon, pH-ul este determinat de formula:

pH = pK + ℓg

Când se adaugă o cantitate mică de alcali în tampon, acesta reacţionează cu CH3COOH. Moleculele de acid acetic vor reacționa cu ionii de hidroxid pentru a forma H 2 O și CH 3 COO ‾:

CH 3 COOH + OH ‾ ↔CH 3 COO ‾ + H 2 O(2)

Ca rezultat, alcaliul este înlocuit cu o cantitate echivalentă de sare slab bazică CH3COONa. Cantitatea de CH 3 COOH scade și, conform legii de diluție a lui W. Ostwald, gradul de disociere crește datorită acidității potențiale a moleculelor de CH 3 COOH nedisociate rămase. În consecință, concentrația ionilor de H + practic nu se modifică. pH-ul rămâne constant.

Când se adaugă alcali, pH-ul este determinat de formula:

pH = pK + ℓg

La diluarea tamponului, nici pH-ul nu se modifică, deoarece constanta de disociere și raportul componentelor rămân neschimbate.

Astfel, pH-ul tamponului depinde de: constanta de disociere și raportul de concentrație al componentelor. Cu cât aceste valori sunt mai mari, cu atât pH-ul tamponului este mai mare. pH-ul tamponului va fi cel mai mare la un raport de componente egal cu unu.

Pentru a caracteriza cantitativ tamponul, se introduce conceptul capacitate tampon.

Rezervor tampon

Aceasta este capacitatea sistemului tampon de a contracara modificările pH-ului mediului.Intervalul de valori ale pH-ului deasupra și sub care se oprește acțiunea tamponului se numește zona tampon. Este egal cu pH = pK ± 1 Capacitatea tamponului (B) este exprimată ca numărul de echivalenți molar ai unui acid sau alcalii puternice care trebuie adăugate la un litru de tampon pentru a modifica pH-ul cu unu.

B =

B - capacitatea tampon,

n E - cantitatea de echivalent molar al unui acid puternic sau alcalin,

pH H - valoarea inițială a pH-ului (înainte de a adăuga acid sau alcali)

pH K - valoarea finală a pH-ului (după adăugarea acidului sau alcalin)

ΔрН este modificarea pH-ului.

capacitatea tampon este calculată prin formula:

V este volumul de acid sau alcali,

N este concentrația echivalentă de acid sau alcali,

V puf. - volumul soluției tampon,

Δ pH este modificarea pH-ului.

Capacitatea tamponului depinde de concentrația de electroliți și de raportul componentelor tampon. Soluțiile cu o concentrație mai mare de componente și un raport de componente egal cu unu au cea mai mare capacitate de tampon.Tampoanele de proteine, hemoglobină, fosfat și bicarbonat acționează în corpul uman.

Tipuri de compuși complecși utilizați în chimia analitică. Proprietățile lor. Formarea complexă cu liganzi monodentați și polidentați: structura compușilor complecși, echilibrul în soluții de compuși complecși, constantele de stabilitate ale ionilor complecși.

Set de compuși în chimia analitică. Analiza calitativă a cationilor

Primul grup de cationi

Primul grup analitic de cationi conține ioni de potasiu K+, sodiu Na+, amoniu NH4+ și magneziu Mg2+. Spre deosebire de cationii din alte grupe, mai multe săruri de potasiu, sodiu, amoniu sunt ușor solubile în apă. Ionul Mg2+ este oarecum diferit de alți cationi din acest grup. Este o formă de oxid hidrat, greu solubil în apă, fosfat și săruri carbonatice. Deoarece insolubilitatea sărurilor carbonice în apă este cea mai importantă caracteristică analitică a cationilor din grupa a 2-a, Mg2 + este uneori denumit.

Reacții ale cationilor de potasiu

Reacția cu cobaltinitrit de sodiu Na3.

Cobaltinitritul de sodiu în soluție neutră sau acetică dă cristale galbene cu ioni de potasiu. precipitat de cobaltinitrit de potasiu-sodiu:

2KCl + Na3 = K2Na + 2NaCl

sau sub formă ionică:

2K+ +Na+ + 3- = K2Na

Reacții ale cationilor de amoniu

Reacția cu reactivul lui Nessler

(soluție alcalină de iodură de potasiu mercur K2).

Acest reactiv dă un precipitat brun-roșcat de compoziție I cu săruri de amoniu (sa formula structurala HO - Hg -NH - I):

NH4Cl + 2 K2 + 4KOH = I + 7KI + KCl + 3H2O

sau sub formă ionică:

NH4+ + 2- + 4OH- = I + 7I- + 3H2O

La cantități foarte mici de săruri de amoniu, în loc de precipitat, s-a obținut o soluție galbenă. Reacția este foarte sensibilă.

al 2-lea grup de cationi

Al doilea grup analitic de cationi include ioni Ba2+, Ca2+, Sr2+.

Se numesc metale alcalino-pământoase. În activitatea lor, ele sunt ușor inferioare metalelor alcaline. Metalele alcalino-pământoase formează o cantitate mare de săruri; dintre acestea, halogenul, nitratul, aceticul și acidul carbonic sunt solubili. Reactivul de grup este carbonat de amoniu (NH4)2CO3, format cu ioni de Ba2+ și Ca2+, săruri medii BaCO3 și CaCO3 insolubile în apă.

Reacții ale cationilor de calciu

Reacția cu ferocianura de potasiu K4.

Acest reactiv cu săruri de calciu în prezența sărurilor de amoniu imagine. precipitat cristalin alb de ferocianură de calciu și amoniu Ca(NH4)2:

CaCI2 + 2NH4CI + K4 = Ca(NH4)2 + 4KCI

sau sub formă ionică:

Ca2+ + 2 NH4+ + 4- = Ca(NH4)2

Al treilea grup de cationi

Ionii Al3+, Cr3+, Fe2+, Fe3+, Mn2+, Zn2+ sunt legați de grupa a 3-a analitică de cationi.

Compușii cu sulf din acest grup de cationi sunt insolubili în apă, dar solubili în minerale diluate. Ca urmare, hidrogenul sulfurat nu precipită cationii din a treia grupă din soluțiile acide. Poet.pentru precipitarea completă a cationilor din grupa a 3-a sub formă de compuși cu sulf în loc de hidrogen sulfurat cca. sărurile sale bine disociate. Grupa reactiv - sulfura de amoniu (NH4)S. Sărurile de clor, sulfat și nitrat ale acestor elemente sunt solubile în apă. Soluțiile lor datorate hidrolizei au o reacție ușor acidă.

Reacții ale cationilor ferici

K4 dă cu sărurile Fe3 + într-un mediu acid un precipitat albastru numit albastru de Prusia:

4FeCl3 + 3K4 = Fe43 + 12KCl

sau sub formă ionică:

4Fe3+ + 3 = Fe43

Reacții ale cationilor feroși

Reacția cu hexacianoferat de potasiu (III) K3.

K3, numită sare roșie din sânge, dă împreună cu sărurile Fe2 + într-un mediu acid un precipitat albastru închis de oxid feros feric (Turnbull blue) Fe32:

3FeSO4 + K3 = Fe32 + K2SO4

sau sub formă ionică:

3Fe2+ + 3- = Fe32

Reacții ale cationilor de zinc

Reacție cu hexacianoferat de potasiu (II) K43.

K4 formează un precipitat alb de fericianură de potasiu și zinc cu ioni de zinc:

3ZnCl2 + 2K4 = Zn3K22 + 6KCl

sau sub formă ionică:

3Zn2+ + 2K+ 2 = Zn3K22

al 4-lea grup de cationi

Acestea includ cationi Hg2+, Cu2+, Bi3+, Ag+, Pb2+.

Compușii cu sulf ai acestor metale nu sunt soluții în acizi diluați. Grupa reactiv-hidrogen sulfurat. Mulți cationi din grupa a 4-a tind să formeze complecși stabili cu amoniac, compuși cu cianuri. și altele în tine, care este folosit cu succes. în analitic chimic.

Reacțiile cationilor de cupru

Reacție cu hexacianoferat de potasiu (II) K43.

Evidențierea K4 din soluția de săruri bivalente de cupru, un precipitat roșu-brun de cupru feruginos Cu2:

2CuSO4 + K4 = Cu2 + 2K2SO4

sau sub formă ionică:

2Cu2+ + 4- = Cu2

Precipitatul nu se dizolvă în acizi diluați, ci se dizolvă în NH4OH, formând cupru amoniac:

Cu2 + 12NH4OH = 2(OH)2 + (NH4)4 + 8H2O

sau sub formă ionică:

Cu2 + 8NH3 = 22+ + 4-

a 5-a grupă de cationi

La grupa a 5-a analitică, cationi relativi de arsen, antimoniu, staniu.

Reactiv de grup - polisulfur de amoniu. Polisulfura de amoniu se prepară prin dizolvarea sulfului în sulfură de amoniu. Este un agent oxidant.Orice.complex.comp. de la atomul central și particulele coordonate în jurul lui, care se numesc liganzi. Legătura chimică dintre atomul central și ligand este de natură donor-acceptor, ligandul fiind donorul unei perechi de electroni, iar atomul central fiind acceptorul. Ligandul poate avea mai mulți atomi donatori capabili să formeze o legătură chimică cu atomul central. Pe această bază, ele sunt împărțite în monodentate și polidentate. Ligand monodentat ocupat. un loc de coordonare la atomul central; polidentat - mai multe: doi, trei etc. Max. numărul de liganzi monodentați, care m. situat în jurul centrului atomului, se numește numărul de coordonare al atomului agentului de complexare. Atomul central și liganzii aflați în jurul acestuia. sferă interioară de coordonare, numită uneori prima sferă de coordonare. Sfera interioară de coordonare poate avea pozitiv, negativ. sau zero incarcare electrica. Dacă sfera interioară de coordonare are o sarcină, avem de-a face cu un cation sau anion complex, iar pentru electroneutralitatea complexului, compusul trebuie să conțină anioni sau cationi care se află în sfera exterioară sau a doua de coordonare. Comunicarea între interne iar sferele de coordonare exterioare sunt pur ionice. poet.in soluții de apă ionii situati in sfera exterioara de coordonare a complexului sunt complet disociati.Liganzii sunt anioni sau molecule polare. Relativ la liganzii anorganici. molecule de apă și amoniac, precum și ioni de hidroxid, halogenură, cianuri etc. Unul dintre cei mai comuni liganzi este amoniacul. Complexele cu org.liganzi sunt intens colorate, ner-rims în apă și ușor p-rims în organic. medii. De obicei, liganzii conțin astfel de atomi donatori precum oxigen, azot, sulf, fosfor și arsen, care fac parte din grupele funcționale ale reactivilor organici.

În complexele cu liganzi polidentați, se pot forma inele chelate. Astfel de complexe se numesc chelați. Chelații, în care închiderea ciclului are loc ca urmare a deplasării unuia sau mai multor protoni din grupările acide ale ligandului de către un ion metalic, se numesc compuși intracomplex.

Informații similare.

INTRODUCERE

SOLUȚII TAMPON (amestecuri tampon, tampoane) - soluții care conțin sisteme tampon și, ca urmare, au capacitatea de a menține pH-ul la un nivel constant. Ele sunt de obicei preparate prin dizolvarea în apă, luată în proporții adecvate, a unui acid slab și sarea acestuia formată metal alcalin, neutralizarea parțială a unui acid slab cu un alcalin puternic sau a unei baze slabe cu un acid puternic, dizolvarea unui amestec de săruri ale unui acid polibazic. Valoarea pH-ului soluțiilor tampon preparate în acest mod variază ușor cu temperatura. Intervalul valorilor pH-ului în care soluția tampon are proprietăți tampon stabile se află în pK ± 1 (pK este logaritmul zecimal negativ al constantei de disociere a acidului slab inclus în compoziția sa). Cele mai cunoscute soluții tampon sunt: ​​glicina lui Serensen, acetatul lui Walpole, fosfatul lui Serensen, boratul lui Palic, veronalul lui Michaelis, carbonatul lui Kolthoff, tamponul Tris, veronalul lui Michaelis universal etc.

În practica de laborator, soluțiile tampon sunt utilizate pentru a menține reacția activă a mediului la un anumit nivel constant și pentru a determina pH-ul (pH) - ca soluții standard cu valori stabile ale pH-ului etc.

AMESTECURI TAMPON

Dacă se adaugă apă la o soluție de orice acid sau alcalin, atunci, desigur, concentrația de hidrogen sau ioni de hidroxil scade în consecință. Dar dacă adăugați o anumită cantitate de apă la un amestec de acid acetic și acetat de sodiu sau la un amestec de hidroxid de amoniu și clorură de amoniu, atunci concentrația de hidrogen și ioni de hidroxil din aceste soluții nu se va schimba.

Proprietatea unor soluții de a menține neschimbată concentrația ionilor de hidrogen atunci când sunt diluate, precum și atunci când se adaugă cantități mici de acizi sau alcali puternici, este cunoscută ca acțiune de tamponare.

Soluțiile care conțin simultan un acid slab și sarea acestuia sau o anumită bază slabă și sarea sa și au efect de tamponare se numesc soluții tampon. Soluțiile tampon pot fi considerate ca amestecuri de electroliți având ioni cu același nume. Prezența unui acid slab sau a unei baze slabe și a sărurilor acestora în soluție reduce efectul diluției sau acțiunea altor acizi și baze asupra pH-ului soluției.

Astfel de soluții tampon sunt următoarele amestecuri de CH 3 COOH + CH 3 C OON a, NH 4 OH + NH 4 Cl, Na 2 CO 3 + NaHCO 3 etc.

Soluțiile tampon, care sunt amestecuri de acizi slabi și sărurile acestora, au de obicei o reacție acidă (pH<7). Например, буферная смесь 0,1М раствора СН 3 Soluție COOP + 0,1M CH 3 CO ONa are pH = 4,7.

Soluțiile tampon, care sunt amestecuri de baze slabe și sărurile lor, au, de regulă, o reacție alcalină (pH> 7). De exemplu, un amestec tampon de soluție 0,1 M NH4OH + soluția 0,1M de NH4C1 are pH = 9,3.

Soluții tampon acido-bazice

Într-un sens larg, sistemele tampon sunt numite sisteme care mențin o anumită valoare a unui parametru atunci când compoziția se modifică. Soluțiile tampon pot fi

- acid-bazic - mentine o valoare constanta a pH-ului prin adaugarea unor cantitati mici de acid sau baza.

Redox - mentine constant potentialul sistemului atunci cand se introduc agenti oxidanti sau reducatori.

soluții tampon metalice cunoscute care mențin un pH constant.

În toate cazurile, soluția tampon este o pereche conjugată. În special, soluțiile tampon acid-bază conțin o pereche acid-bază conjugată. Efectul de tamponare al acestor soluții se datorează prezenței echilibrului acido-bazic tip general:

ON ↔ H ++ A -

conjugat acid

Baza

B + H + ↔ HH +

O warping conjugat

Acid

Din moment ce în aceasta sectiune sunt luate în considerare doar soluțiile tampon acid-bazic, le vom numi soluții tampon, omițând „acid-bază” în denumire.

Soluțiile tampon sunt soluții care mențin un pH constant atunci când sunt diluate și se adaugă cantități mici de acid sau bază.

Clasificarea sistemelor tampon

1. amestecuri de soluţii de acizi slabi şi sărurile acestora. De exemplu, soluție tampon de acetat.

2. amestecuri de soluţii de baze slabe şi sărurile acestora. De exemplu, soluție tampon de amoniu.

3. amestecuri de soluţii de săruri ale acizilor polibazici de diferite grade de substituţie. De exemplu, soluție tampon fosfat.

4. ioni și molecule de amfoliți. Acestea includ, de exemplu, aminoacizi și sisteme tampon de proteine. Fiind într-o stare izoelectrică, aminoacizii și proteinele nu sunt tampon. Efectul de tamponare apare numai atunci când li se adaugă o anumită cantitate de acid sau alcali. În acest caz, se formează un amestec de două forme de proteine: a) un „acid proteic” slab + o sare a acestui acid slab; b) „bază proteică” slabă + sare a acestei baze slabe. Astfel, acest tip de sisteme tampon pot fi atribuite sistemelor tampon de primul sau al doilea tip.

Calculul pH-ului soluțiilor tampon

Calculul pH-ului sistemelor tampon se bazează pe legea acțiunii masei pentru echilibrul acido-bazic. Pentru un sistem tampon constând dintr-un acid slab și sarea acestuia, cum ar fi acetatul, concentrația ionilor H+ ușor de calculat din constanta de echilibru a acidului acetic:

CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +

(1).

Din (1) rezultă că concentrația ionilor de hidrogen este egală cu

(2)

În prezența CH3 Echilibrul acido-bazic COONa al acidului acetic este deplasat spre stânga. Prin urmare, concentrația de acid acetic nedisociat este practic egală cu concentrația de acid, adică. [CH 3 COOH] = cu acid.

Sursa principală de ioni de acetat este un electrolit puternic CH 3 COONa :

CH 3 COONa → Na + + CH 3 COO -,

Prin urmare, se poate presupune că [ CH 3 COO -] = din sare . Ținând cont de ipotezele făcute, ecuația (2) ia forma:

De aici, se obține ecuația Henderson-Hasselbach pentru sistemele tampon constând dintr-un acid slab și sarea acestuia:

(3)

Pentru un sistem tampon constând dintr-o bază slabă și sarea acesteia, cum ar fi amoniacul, concentrația ionilor de hidrogen din soluție poate fi calculată din constanta de disociere a bazei slabe.

NH 3 × H 2 O \u003d NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH -

(4)

Exprimăm concentrația de ioni Oh- din produsul ionic al apei

(5)

și înlocuiți în (4).

(6)

Din (6) rezultă că concentrația ionilor de hidrogen este egală cu

(7)

În prezenţa NH4Cl echilibrul acido-bazic este deplasat spre stânga. Prin urmare, concentrația de amoniac nedisociat este practic egală cu concentrația de amoniac, adică. [ NH 4 OH] = cu bazic.

Principala sursă de cationi de amoniu este un electrolit puternic NH4Cl:

NH 4 Cl → NH 4 + + Cl -,

Prin urmare, se poate presupune că [ NH 4 +] = din sare . Ținând cont de ipotezele făcute, ecuația (7) ia forma:

(8)

De aici, ecuația Henderson-Hasselbach se obține pentru sistemele tampon constând dintr-o bază slabă și sarea acesteia:

(9)

În mod similar, puteți calcula pH-ul unui sistem tampon constând dintr-un amestec de soluții de săruri de acizi polibazici de diferite grade de substituție, de exemplu, fosfat, constând dintr-un amestec de soluții de hidrofosfat ( Na2HPO4 ) și dihidrofosfat ( NaH2PO4 ) sodiu. Acțiunea sa se bazează pe echilibrul acido-bazic:

H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2-

Baza conjugata acid slaba

(10)

Exprimând din (10) concentrația ionilor de hidrogen și făcând următoarele ipoteze:

[H2P04-] = c (H2P04-); [ HPO 4 2- ] = c (HPO 4 2- ), obținem:

(11).

Luând logaritmul acestei expresii și inversând semnele, obținem ecuația Henderson-Hasselbach pentru calcularea pH-ului sistemului tampon fosfat

(12),

Unde pKb (H2PO4- ) este logaritmul zecimal negativ al constantei de disociere

acid fosforic în a doua etapă; Cu ( H2PO4-) și cu (HPO42- ), respectiv, concentrația de acid și sare.

Proprietățile soluțiilor tampon

Valoarea pH-ului soluțiilor tampon rămâne neschimbată atunci când sunt diluate, după cum rezultă din ecuația Henderson-Hasselbach. Când soluția tampon este diluată cu apă, concentrațiile ambelor componente ale amestecului scad de același număr de ori. Prin urmare, valoarea pH-ului nu ar trebui să se schimbe. Cu toate acestea, experiența arată că unele modificări ale pH-ului, deși nesemnificative, au loc. Acest lucru se explică prin faptul că ecuația Henderson-Hasselbach este aproximativă și nu ia în considerare interacțiunile interionice. Calculele precise ar trebui să țină cont de modificarea coeficienților de activitate a acizilor și bazelor conjugate.

Soluțiile tampon modifică puțin pH-ul atunci când se adaugă cantități mici de acid sau bază. Capacitatea soluțiilor tampon de a menține un pH constant atunci când li se adaugă cantități mici de acid tare sau bază tare se bazează pe faptul că componentă soluția tampon poate interacționa cu H+ acid adăugat, iar celălalt cu OH- bază adăugată. Ca rezultat, sistemul tampon le poate lega pe ambele H + și OH - și până la o anumită limită pentru a menține constanta valorii pH-ului. Să demonstrăm acest lucru folosind exemplul unui sistem tampon de formiat, care este o pereche conjugată acid-bază HCOOH/HCOO- . Echilibrul într-o soluție tampon de formiat poate fi reprezentat prin ecuația:

HCOOH ↔ HCOO-+H+

Când se adaugă un acid puternic, baza conjugată HCOO- leagă ionii adăugați H+ , transformându-se într-un acid formic slab:

HCOO - + H + ↔ HCOOH

Conform principiului lui Le Chatelier, echilibrul se deplasează spre stânga.

Când se adaugă un alcalin, protonii acidului formic leagă ionii OH adăugați- în molecule de apă:

HCOOH + OH - → HCOO - + H2O

Echilibrul acido-bazic conform Le Chatelier se deplasează la dreapta.

În ambele cazuri, există mici modificări ale raportului HCOOH/HCOO- , dar logaritmul acestui raport se modifică puțin. În consecință, pH-ul soluției se modifică ușor.

Esența acțiunii tampon

Acțiunea soluțiilor tampon se bazează pe faptul că componentele individuale ale amestecurilor tampon leagă ionii de hidrogen sau hidroxil ai acizilor și bazelor introduse în ele pentru a forma electroliți slabi. De exemplu, dacă o soluție tampon care conține un acid slab HA n iar sarea acestui acid Kt A n , adăugați alcali, apoi va avea loc reacția de formare a unui electrolit slab-apă:

H + + OH → H2O

Prin urmare, dacă se adaugă un alcali la o soluție tampon care conține un acid, atunci ionii de hidrogen s-au format în timpul disocierii electrolitice a acidului HA. n , se leagă de ionii hidroxil ai alcaliului adăugat, formând un electrolit-apă slab. În loc de ionii de hidrogen uzați, datorită disocierii ulterioare a acidului HA n , apar noi ioni de hidrogen. Ca urmare, fosta concentrație de H+ - ionii din soluția tampon vor fi restabiliți la valoarea inițială.

Dacă se adaugă un acid puternic la amestecul tampon specificat, atunci va avea loc următoarea reacție:

H + + A n - → ON n

acestea. Si n - - ionii formați în timpul disocierii electrolitice a sării K t A n , combinându-se cu ionii de hidrogen ai acidului adăugat, formează molecule de acid slab. Prin urmare, concentrația ionilor de hidrogen din acidul puternic adăugat în amestecul tampon practic nu se va modifica. Efectul altor amestecuri tampon poate fi explicat într-un mod similar.

Valoarea pH-ului în soluții tampon

Schimbând rapoartele și puteți obține tampon

soluții care diferă într-o modificare lină a pH-ului față de valorile lor minime posibile. Într-o soluție apoasă de acid slab

[ H + ] = √K HAN * C HAN

Unde

pH = − lg [ Н + ] = − − log K HAN − − log C HAN

Dar din moment ce K HAN reprezintă valoare constantă, atunci cel mai bine este să o reprezentați în formă pK HAN acestea. indicator al constantei de disociere electrolitică: pK Han = − log K HAN .

Apoi obținem asta într-o soluție apoasă de acid slab:

pH = - log [H + ] = - - pK HAN - - pC HAN

Pe măsură ce se adaugă un acid slab la o soluție apoasă de sare, pH-ul soluției se va modifica.

Conform ecuației, într-o soluție care conține un amestec de acid slab și sarea acestuia [Н+ ] = K HAN

apoi

pH \u003d - lg [H + ] \u003d - lg K HAN - lg C HAN + lg C Kt A n.

În mod similar, derivăm formula pentru bazele slabe:

[OH] = √KKtOH * CKtOH

pOH = − log [OH] = − − log K KtOH − − log C KtOH

Concentrația ionilor de hidrogen este exprimată și prin următoarea formulă [H+ ] = , deci

pH = pK w − (− pK KtOH − − lg C KtOH )

Conform ecuației, într-o soluție care conține un amestec dintr-o bază slabă și sarea acesteia

[H+]=

t . e .

pH \u003d - log [H + ] \u003d - log K w + log K KtOH - logC Kt A n + log C KtOH.

Nu este nevoie să memorați valorile pH-ului derivate din formulă, deoarece acestea sunt foarte ușor de obținut luând logaritmul formulelor simple care exprimă valoarea lui [H+ ].

Capacitate tampon

Capacitatea soluțiilor tampon de a menține o valoare constantă a pH-ului nu este nelimitată și depinde de compoziția calitativă a soluției tampon și de concentrația componentelor acesteia. Când se adaugă cantități semnificative de acid sau alcali puternic la soluția tampon, se observă o schimbare vizibilă a pH-ului. în plus, pentru diferite amestecuri tampon, care diferă între ele în compoziție, diferă unele de altele în compoziție, efectul tampon nu este același. Prin urmare, amestecurile tampon se pot distinge prin puterea rezistenței lor la acțiunea acizilor și alcalinelor introduse în soluția tampon în aceleași cantități și la o anumită concentrație. Cantitatea limită de acid sau alcali de o anumită concentrație (în mol/l sau g-eq/l), care poate fi adăugată într-o soluție tampon, astfel încât valoarea pH-ului acesteia să se modifice doar cu o unitate, se numește capacitatea tampon.

Dacă valoarea [H + ] dintr-o soluție tampon se modifică atunci când se adaugă un acid puternic mai mic decât valoarea lui [Н+ ] altă soluție tampon atunci când se adaugă aceeași cantitate de acid, primul amestec are o capacitate tampon mai mare. Pentru aceeași soluție tampon, cu cât capacitatea tamponului este mai mare, cu atât concentrația componentelor sale este mai mare.

Proprietăți tampon ale soluțiilor de acizi și baze puternice.

Soluțiile de acizi și baze puternice la concentrații suficient de mari au, de asemenea, un efect de tamponare. Sistemele conjugate în acest caz sunt H 30+/H2 O - pentru acizi tari și OH- /N 2 O - pentru baze puternice. Acizii și bazele puternice sunt complet disociate în soluții apoase și, prin urmare, se caracterizează printr-o concentrație mare de ioni de hidroniu.sau ioni de hidroxil. Adăugarea unor cantități mici de acid tare sau bază tare la soluțiile lor are, prin urmare, doar un efect neglijabil asupra pH-ului soluției.

Prepararea soluțiilor tampon

1. Diluarea într-un balon cotat a fixanelor corespunzătoare.

2. Amestecarea cantităților de perechi acido-baze conjugate adecvate calculate conform ecuației Henderson-Hasselbach.

3. Neutralizarea parțială a unui acid slab cu un alcalin puternic sau a unei baze slabe cu un acid puternic.

Deoarece proprietățile tampon sunt foarte slabe dacă concentrația unui component diferă de 10 ori sau mai mult de concentrația celuilalt, soluțiile tampon sunt adesea preparate prin amestecarea soluțiilor cu concentrații egale ale ambelor componente sau prin adăugarea unei cantități adecvate de reactiv într-un soluție a unui component, ducând la formarea unei concentrații egale a formei conjugate. Literatura de referință conține rețete detaliate pentru prepararea soluțiilor tampon pentru diferite valori ale pH-ului.

Aplicarea solutiilor tampon in analiza chimica

Soluțiile tampon sunt utilizate pe scară largă în analiza chimicaîn acele cazuri în care, conform condiţiilor experienţei reactie chimica ar trebui să continue în timp ce se menține valoarea exactă a pH-ului, care nu se modifică atunci când soluția este diluată sau când i se adaugă alți reactivi. De exemplu, la efectuarea unei reacții de oxidare-reducere, în timpul precipitării sulfurilor, hidroxizilor, carbonaților, cromaților, fosfaților etc.

Iată câteva cazuri de utilizare a acestora în scopuri de analiză:

Soluție tampon acetat (CH3COOH + CH 3 COO Na ; pH \u003d 5) este utilizat pentru precipitarea precipitatelor care nu sunt precipitate în soluții acide sau alcaline. Efectul nociv al acizilor este suprimat de acetatul de sodiu, care reacționează cu un acid puternic. De exemplu:

HC1 + CH3COO Na → CH3COOH + Na C1

sau sub formă ionică

H + + CH3COO → CH3COOH.

Soluție tampon amoniac-amoniu ( NH4OH + NH4 C1; pH = 9) se folosește la precipitarea carbonaților de bariu, stronțiu, calciu și separarea acestora de ionii de magneziu; în timpul precipitării sulfurilor de nichel, cobalt, zinc, mangan și fier; precum și în izolarea hidroxizilor de aluminiu, crom, beriliu, titan, zirconiu, fier etc.

Soluție tampon de formiat (HCOOH + HCOO N A; pH = 2) se foloseşte la separarea ionilor de zinc precipitaţi sub formă ZnS în prezența ionilor de cobalt, nichel, mangan, fier, aluminiu și crom.

Soluție tampon fosfat ( Na2HP04 + NaH2 RO; pH = 8) este utilizat în efectuarea multor reacții redox.

Pentru a utiliza cu succes amestecurile tampon pentru analiză, trebuie reținut că nu orice amestec tampon este potrivit pentru analiză. Amestecul tampon este selectat în funcție de scopul său. Trebuie să satisfacă o anumită compoziție calitativă, iar componentele sale trebuie să fie prezente în soluție în anumite cantități, deoarece efectul amestecurilor tampon depinde de raportul dintre concentrația componentelor lor.

Cele de mai sus pot fi prezentate sub forma unui tabel.

Soluții tampon utilizate în test

Amestecuri de săruri acide cu diferite substituții de hidrogen cu metal au, de asemenea, un efect de tamponare. De exemplu, într-un amestec tampon de fosfat bihidrogen și fosfat acid de sodiu, prima sare joacă rolul unui acid slab, iar al doilea rol al sării sale.

Variind concentrația unui acid slab și a sării acestuia, se pot obține soluții tampon cu valori date pH.

Sistemele tampon complexe funcționează și în organismele animale și vegetale, menținând un pH constant al sângelui, limfei și altor fluide. Solul are și proprietăți de tamponare, care tind să contracareze factorii externi care modifică pH-ul soluției de sol, de exemplu, atunci când se introduc acizi sau baze în sol.

CONCLUZIE

Deci, soluțiile tampon se numesc soluții care suportăpH constantă atunci când este diluat și se adaugă cantități mici de acid sau bază. O proprietate importantă a soluțiilor tampon este capacitatea lor de a menține o valoare constantă a pH-ului atunci când soluția este diluată. Soluțiile de acizi și baze nu pot fi numite soluții tampon, deoarece atunci când este diluat cu apă, pH-ul soluției se modifică. Cele mai eficiente soluții tampon sunt preparate din soluții dintr-un acid slab și sarea acestuia sau o bază slabă și sarea acestuia.

Soluțiile tampon pot fi considerate ca amestecuri de electroliți având ioni cu același nume. Soluțiile tampon joacă un rol important în multe procese tehnologice. Sunt utilizate, de exemplu, în aplicarea electrochimică a straturilor de protecție, în producția de coloranți, piele, materiale fotografice. Soluțiile tampon sunt utilizate pe scară largă în analiza chimică și pentru calibrarea pH-metrelor.

Multe fluide biologice sunt soluții tampon. De exemplu, pH-ul sângelui din corpul uman este menținut între 7,35 și 7,45; suc gastric de la 1,6 la 1,8; saliva de la 6,35 la 6,85. Componentele unor astfel de soluții sunt carbonați, fosfați și proteine. În studiile bacteriologice, cultivarea bacteriilor necesită și utilizarea soluțiilor tampon.

REFERINȚE

1. Kreșkov A.P. Fundamentele chimiei analitice. Cartea 1. - M: Chimie, 1965. -498 p.

2. Tsitovich I.K. Curs de Chimie Analitică: Manual pentru licee. - Sankt Petersburg: „Lan”, 2007 - 496 p.

3. Kreshkov A.P., Yaroslavtsev A.A. Curs de chimie analitică. Cartea 1. Analiză calitativă - ed. a II-a revizuită. - M.: Chimie, 1964 - 432 p.

4. Chimie: o carte de referință pentru liceeni și candidații la universitate / Ed. Lidia R.A., Alikberova L.Yu. - M.: AST-PRESS SCHOOL, 2007 -512s.

5. Osipov Yu.S., Marea Enciclopedie Rusă: în 30 de volume.T.4.- M.: Marea Enciclopedie Rusă 2006. - 751 p.

6. Mikhailenko Ya.I., Introducere în analiza chimică, Goshimtekhizdat, 1933.

Ecuația Henderson-Hasselbach - o expresie matematică care caracterizează capacitățile sistemului tampon. Ecuația arată cum echilibrul acido-bazic al unei soluții tampon depinde de proprietățile componentelor sistemului tampon acido-bazic și de raportul cantitativ al acestor componente din soluție. Un indicator al echilibrului acido-bazic într-o soluție este pH-ul, pH-ul. Proprietatea unui acid (abilitatea sa de a se descompune în ioni), ca componentă a unui sistem tampon, este caracterizată de valoarea constantei de echilibru, constanta de disociere a acidului, Ka. pK= – lgK D

Structura (compoziția) cantitativă a sistemului tampon poate fi estimată ca raport sare/acid. Având în vedere cele de mai sus, ecuația Henderson-Hasselbach arată astfel:

pH = pK + log

Valoarea pH-ului și pOH este afectată de constanta de disociere și raportul dintre concentrațiile componentelor.

18. Rezervor tampon. Zona tampon.

Interval pH=pKa±1 numit zona tampon .

Capacitate tampon (V) exprimat ca numărul de echivalenți molar ai unui acid sau a unei baze puternice care trebuie adăugat la un litru de tampon pentru a modifica pH-ul cu unu.

B - capacitatea tampon,

nE este echivalentul molar al unui acid sau alcalin puternic,

ΔрН este modificarea pH-ului.

În practică, capacitatea tampon este calculată prin formula:

V este volumul de acid sau alcali,

N este concentrația echivalentă de acid sau alcali,

V buffer - volumul soluției tampon,

Δ pH este modificarea pH-ului.

Capacitatea tampon depinde de concentrații de electrolițiși rapoarte tampon.

19. Determinarea cantitativă a capacității tampon.

Cantitatea de acid sau alcali care trebuie adăugată la 1 litru de soluție tampon, astfel încât valoarea pH-ului să se modifice cu unu, se numește capacitate tampon

Cu cât mai sus concentrația inițială amestecul tampon, cu atât capacitatea acestuia este mai mare

20. Sisteme tampon ale sângelui: bicarbonat, fosfat, hemoglobină și proteine

tampon de hemoglobină Reprezintă 35% din capacitatea tampon.

Principalul sistem tampon al eritrocitelor, care reprezintă aproximativ 75% din capacitatea totală de tampon a sângelui. Sistemul tampon al hemoglobinei din sânge joacă un rol semnificativ în: respirație, transportul oxigenului către țesuturi și în menținerea unui pH constant al sângelui.

Este reprezentat de doi acizi slabi - hemoglobina și oxihemoglobina și bazele lor conjugate - ioni de hemoglobinat și, respectiv, oxihemoglobinat:

HHb ↔ H ++ + Hb -

HHbO 2 ↔ H + HbO 2 -

Fosfat tampon

Se găsește atât în ​​sânge, cât și în lichidul celular al altor țesuturi, în special în rinichi. În celule, este reprezentată de săruri

K 2 NRO 4și KN 2 RO 4și în plasma sanguină și lichidul intercelular

Na2HPO4și NaH2PO4.

Funcționează în principal în plasmă și include: ion dihidrofosfat și ion hidrogen fosfat

H 2 RO 4 -și NRO 4 2-

Acest sistem joacă un rol crucial în mediile biologice − în celulă, în sucurile glandelor digestive, în urină.

tampon bicarbonat . Reprezintă 53% din capacitatea tampon.

Prezentat:

H2CO3și NaHC03

Tamponul bicarbonat este principalul sistem tampon din plasma sanguină; este un sistem de răspuns rapid, deoarece produsul interacțiunii sale cu acizii CO 2 este rapid excretat prin plămâni.

Tampon proteic Este de 5% din capacitatea tampon.

Constă dintr-un acid-protein și sarea sa formată dintr-o bază puternică.

Pt - COOH - proteina-acid

Pt - COONa - proteine-sare

1. Atunci când în organism se formează acizi puternici, aceștia interacționează cu sarea proteinei.

HC1 + Pt-COONa ↔ Pt-COOH + NaCl.

2. Cu o creștere a produselor alcaline, aceștia interacționează cu Pt-COOH:

NaOH + Pt-COOH ↔ Pt-COONa + H2O

Proteina este un electrolit amfoter și, prin urmare, prezintă propria sa acțiune de tamponare.

Capitolul 6. SISTEME TAMPON PROTOLITIC

Capitolul 6. SISTEME TAMPON PROTOLITIC

O modificare a oricărui factor care poate afecta starea de echilibru chimic a unui sistem de substanțe determină o reacție în acesta care tinde să contracareze schimbarea care se face.

A. Le Chatelier

6.1. SISTEME TAMPON. DEFINIȚIA ȘI PREVEDERIILE GENERALE ALE TEORIEI SISTEMELOR TAMPON. CLASIFICAREA SISTEMELOR TAMPON

Sistemele care susțin homeostazia protolitică includ nu numai mecanisme fiziologice (compensare pulmonară și renală), ci și tamponare fizico-chimică, schimb de ioni și difuzie. Menținerea echilibrului acido-bazic la un nivel dat este asigurată la nivel molecular prin acțiunea sistemelor tampon.

Sistemele tampon protolitice sunt soluții care mențin o valoare constantă a pH-ului atât la adăugarea de acizi și alcalii, cât și la diluare.

Se numește capacitatea unor soluții de a menține o concentrație constantă de ioni de hidrogen acțiune tampon, care este mecanismul principal al homeostaziei protolitice. Soluțiile tampon sunt amestecuri dintr-o bază slabă sau acid slab și sarea acestora. În soluțiile tampon, principalele componente „acționante” sunt donorul și acceptorul de protoni, conform teoriei Brönsted, sau perechea de electroni donor și acceptor, conform teoriei Lewis, reprezentând o pereche acid-bază.

În funcție de apartenența electrolitului slab al sistemului tampon la clasa acizilor sau bazelor și în funcție de tipul de particule încărcate, acestea se împart în trei tipuri: acide, bazice și amfolitice. O soluție care conține unul sau mai multe sisteme tampon se numește soluție tampon. Soluțiile tampon pot fi preparate în două moduri:

Neutralizarea parțială a unui electrolit slab cu un electrolit puternic:

Amestecarea soluțiilor de electroliți slabi cu sărurile lor (sau două săruri): CH 3 COOH și CH 3 COONa; NH3 şi NH4CI; NaH2PO4

şi Na2HP04.

Motivul apariției unei noi calități în soluții - acțiunea tampon - este combinarea mai multor echilibre protolitice:

Perechile acido-baze conjugate B/BH + și A - /HA sunt numite sisteme tampon.

În conformitate cu principiul lui Le Chatelier, adăugând un acid slab HB + H 2 O ↔ H 3 O + + B - la o soluție de acid puternic sau sare care conține anioni B - , are loc un proces de ionizare care deplasează echilibrul spre stânga ( efectul ionic general) B - + H 2 O ↔ HB + OH - , iar adăugarea de alcali (OH -) - în dreapta, deoarece concentrația ionilor de hidroniu va scădea datorită reacției de neutralizare.

Atunci când două echilibre izolate sunt combinate (ionizarea acidă și hidroliza anionică), se dovedește că procesele care vor avea loc în ele sub influența acelorași factori externi (adăugarea ionilor de hidroxoniu și a ionilor de hidroxid) sunt direcționate diferit. În plus, concentrația unuia dintre produsele fiecăreia dintre reacțiile combinate afectează poziția de echilibru a celeilalte reacții.

Sistemul tampon protolitic este un echilibru combinat de procese de ionizare și hidroliză.

Ecuația sistemului tampon exprimă dependența pH-ului soluției tampon de compoziția sistemului tampon:

O analiză a ecuației arată că valoarea pH-ului soluției tampon depinde de natura substanțelor care formează sistemul tampon, de raportul dintre concentrația componentelor și temperatură (deoarece valoarea pKa depinde de aceasta).

Conform teoriei protolitice, acizii, bazele și amfoliții sunt protoliți.

6.2. TIPURI DE SISTEME TAMPON

Sisteme tampon de acid

Sistemele tampon de acid sunt un amestec de acid slab HB (donator de protoni) și sarea sa B - (acceptor de protoni). Ele tind să fie acide (pH<7).

Sistem tampon bicarbonat (zona de acțiune tampon pH 5,4-7,4) - un amestec de acid carbonic slab H 2 CO 3 (donator de protoni) și sarea sa HCO 3 - (acceptor de protoni).

Sistem tampon hidrofosfat (zona tampon pH 6,2-8,2) - un amestec de acid slab H 2 PO 4 - (donator de protoni) și sarea sa HPO 4 2- (acceptor de protoni).

Sistemul tampon al hemoglobinei este reprezentat de doi acizi slabi (donatori de protoni) - hemoglobina HHb si oxihemoglobina HHbO 2 si bazele lor slabe conjugate (acceptorii de protoni) - respectiv hemoglobinat - Hb - si anioni oxihemoglobinati HbO 2 -.

Sisteme tampon de tip principal

Principalele sisteme tampon sunt un amestec de o bază slabă (acceptor de protoni) și sare (donator de protoni). Ele tind să fie alcaline (pH > 7).

Sistem tampon de amoniac: un amestec de o bază slabă NH 3 H 2 O (acceptor de protoni) și sare a acestuia - un electrolit puternic NH 4 + (donator de protoni). Zona de acțiune tampon la pH 8,2-10,2.

Sisteme tampon de tip amfolitic

Sistemele tampon de amfolit constau dintr-un amestec de două săruri sau o sare a unui acid slab și o bază slabă, de exemplu CH 3 COONH 4, în care CH 3 COO - prezintă proprietăți de bază slabe - un acceptor de protoni și NH 4 + - a acid slab - un donor de protoni. Un sistem tampon semnificativ biologic de tip amfolitic este sistemul tampon proteic - (NH3+)m-Prot-(CH3COO-)n.

Sistemele tampon pot fi considerate ca un amestec de electroliți slabi și puternici având ioni cu același nume (efectul unui ion comun). De exemplu, într-o soluție tampon de acetat - ioni de acetat, iar într-un hidrocarbonat - ioni de carbonat.

6.3. MECANISM DE ACȚIUNE A SOLUȚIILOR TAMPON ȘI DETERMINAREA PH-ULUI ÎN ACESTE SOLUȚII. ECUAȚIA HENDERSON-HASSELBACH

Să luăm în considerare mecanismul de acțiune al soluțiilor tampon de tip acid folosind exemplul unui sistem tampon acetat CH 3 COO - /CH 3 COOH, a cărui acțiune se bazează pe echilibrul acido-bazic CH 3 COOH ↔ H + + CH 3 COO - (K și \u003d 1,75 10 - 5). Principala sursă de ioni de acetat este electrolitul puternic CH 3 COONa. Când se adaugă un acid puternic, baza conjugată CH 3 COO - leagă cationii de hidrogen adăugați, transformându-se într-un acid slab: CH 3 COO - + + H + ↔ CH 3 COOH (echilibrul acido-bazic se deplasează spre stânga). O scădere a concentrației de CH 3 COO - este echilibrată de o creștere a concentrației unui acid slab și indică procesul de hidroliză. Conform legii diluției Ostwald, o creștere a concentrației acidului scade ușor gradul său de disociere electrolitică, iar acidul practic nu se ionizează. Prin urmare, în sistem: C to crește, C c și α scade, - const, C to / C c crește, unde C to este concentrația de acid, C c este concentrația de sare, α este gradul de disociere electrolitică.

Când se adaugă alcalii, cationii de hidrogen ai acidului acetic sunt eliberați și neutralizați de ionii OH - adăugați, legându-se în moleculele de apă: CH 3 COOH + OH - → CH 3 COO - + H 2 O

(echilibrul acido-bazic se deplasează spre dreapta). Prin urmare, C la crește, C la și α scade, - const, C la /C la descrește.

Mecanismul de acțiune al sistemelor tampon de tip bazic și amfolitic este similar. Efectul tampon al soluției se datorează unei modificări a echilibrului acido-bazic datorită legării ionilor H + și OH - adăugați de către componentele tampon și formării de substanțe cu disociere scăzută.

Mecanismul de acțiune al soluției tampon proteice atunci când se adaugă acid: (NH 3 +) m -Prot- (COO -) n + nH+ ↔ (NH 3 +) m -Prot-(COOH) n, cu adăugarea de alcali - (NH 3 +) m -Prot-(COO -) n + mOh- ↔ (NH2)m-Prot-(COO-)n + mH2O.

La concentrații mari de H + și OH - (mai mult de 0,1 mol / l), raportul dintre componentele amestecului tampon se modifică semnificativ - C la / C crește sau scade și pH-ul se poate modifica. Acest lucru este confirmat de Ecuația Henderson-Hasselbach, care stabilește dependența [H + ], K I, α și C față de /C s. Ecuația

derivăm din exemplul unui sistem tampon de tip acid - un amestec de acid acetic și sarea sa CH 3 COONa. Concentrația ionilor de hidrogen în soluția tampon este determinată de constanta de ionizare a acidului acetic:

Ecuația arată că concentrația ionilor de hidrogen este direct dependentă de K I, α, concentrația acidului C to și invers dependent de C c și raportul C la /C c. Luând logaritmul ambelor părți ale ecuației și luând logaritmul cu semnul minus, obținem ecuația în formă logaritmică:

Ecuația Henderson-Hasselbach pentru sistemele tampon de tip bazic și amfolitic este derivată folosind derivarea ecuației pentru sistemele tampon de tip acid ca exemplu.

Pentru un sistem tampon bazic, cum ar fi amoniacul, concentrația de cationi de hidrogen în soluție poate fi calculată din constanta de echilibru acido-bazică a acidului conjugat.

NH 4 + :

Ecuația Henderson-Hasselbach pentru sistemele tampon de tipul principal:

Această ecuație poate fi reprezentată astfel:

Pentru sistemul tampon fosfat HPO 4 2- /H 2 PO 4 - pH-ul poate fi calculat folosind ecuația:

unde pK 2 este constanta de disociere a acidului fosforic în etapa a doua.

6.4. CAPACITATE TAMPON ȘI FACTORI DETERMINANTI

Capacitatea soluțiilor de a menține o valoare constantă a pH-ului nu este nelimitată. Amestecurile tampon se pot distinge prin puterea rezistenței lor la acțiunea acizilor și bazelor introduse în soluția tampon.

Cantitatea de acid sau alcali care trebuie adăugată la 1 litru de soluție tampon, astfel încât valoarea pH-ului său să se modifice cu unu, se numește capacitatea tampon.

Astfel, capacitatea tampon este o măsură cantitativă a efectului de tamponare al unei soluții. O soluție tampon are o capacitate maximă de tamponare la pH = pK a unui acid sau a unei baze care formează un amestec la un raport al componentelor sale egal cu unu. Cu cât concentrația inițială a amestecului tampon este mai mare, cu atât capacitatea acestuia este mai mare. Capacitatea tamponului depinde de compoziția soluției tampon, de concentrație și de raportul componentelor.

Trebuie să puteți alege sistemul de buffer potrivit. Alegerea este determinată de intervalul de pH necesar. Zona de acțiune tampon este determinată de indicele de rezistență al acidului (bazei) ±1 unitate.

Atunci când alegeți un amestec tampon, este necesar să se țină cont de natura chimică a componentelor sale, deoarece substanțele soluției, la care

se formează sistemul tampon, poate forma compuși insolubili, interacționează cu componentele sistemului tampon.

6.5. SISTEME TAMPON DE SANG

Sângele conține 4 sisteme tampon principale.

1. Hidrocarbonat. Reprezintă 50% din capacitate. Funcționează în principal în plasmă și joacă un rol central în transportul CO 2 .

2. Proteine. Reprezintă 7% din capacitate.

3. Hemoglobina, reprezinta 35% din capacitate. Este reprezentată de hemoglobină și oxihemoglobină.

4.Sistem tampon hidrofosfat - capacitate 5%. Sistemele tampon cu bicarbonat și hemoglobină funcționează

un rol central şi extrem de important în transportul CO 2 şi stabilirea pH-ului. În plasma sanguină pH 7,4. CO 2 este un produs al metabolismului celular eliberat în sânge. Se difuzează prin membrană în eritrocite, unde reacţionează cu apa pentru a forma H 2 CO 3 . Raportul este setat la 7 și pH-ul va fi 7,25. Aciditatea crește și au loc reacții:

HCO 3 rezultat - trece prin membrană și este transportat de fluxul sanguin. În plasma sanguină în același timp pH 7,4. Când sângele venos intră din nou în plămâni, hemoglobina reacționează cu oxigenul pentru a forma oxihemoglobina, care este un acid mai puternic: HHb + + O 2 ↔ HHbO 2. pH-ul scade, pe măsură ce se formează un acid mai puternic, are loc reacția: HHbO 2 + HCO 3 - ↔ HbO 2 - + H 2 CO 3. Apoi CO 2 este eliberat în atmosferă. Acesta este unul dintre mecanismele de transport de CO 2 și O 2.

Hidratarea și deshidratarea CO 2 este catalizată de enzima anhidrază carbonică, care este prezentă în eritrocite.

Bazele sunt, de asemenea, legate de soluția tampon a sângelui și sunt excretate prin urină, în principal sub formă de fosfați mono și disubstituiți.

În clinici, alcalinitatea de rezervă a sângelui este întotdeauna determinată.

6.6. ÎNTREBĂRI ȘI EXERCIȚII PENTRU AUTOVERIFICAREA PREGĂTIȚII PENTRU LECȚII ȘI EXAMENE

1. Când se combină ce echilibre protolitice vor avea soluțiile proprietăți tampon?

2. Prezentați conceptul de sisteme tampon și acțiunea tampon. Care este chimia acțiunii tampon?

3. Principalele tipuri de soluții tampon. Mecanismul acțiunii lor tampon și ecuația Henderson-Hasselbach care determină pH-ul în sistemele tampon.

4. Principalele sisteme tampon ale organismului și relația lor. Ce determină pH-ul sistemelor tampon?

5. Ce se numește capacitatea tampon a sistemului tampon? Care dintre sistemele tampon de sânge are cea mai mare capacitate?

6. Metode de obţinere a soluţiilor tampon.

7. Alegerea soluțiilor tampon pentru cercetarea biomedicală.

8. Stabiliți dacă la un pacient se observă acidoză sau alcaloză dacă concentrația ionilor de hidrogen în sânge este de 1.2.10 -7 mol/l?

6.7. TESTE

1. Care dintre sistemele propuse este un tampon?

a) HCI și NaCI;

b) H2S04 şi NaHS04;

c) H 2C03 şi NaHC03;

d) HNO3 şi NaN03;

e) HCI04 şi NaCl04.

2. Pentru care dintre sistemele tampon propuse corespunde formula de calcul pH = pK?

a) soluţie 0,1 M NaH2P04 şi soluţie 0,1 M Na2HP04;

b) soluţie 0,2 M H2C03 şi soluţie 0,3 M NaHC03;

c) soluție 0,4 M NH4OH și soluție 0,3 M NH4CI;

d) soluție 0,5 M CH3COOH și soluție 0,8 M CH3COONa;

e) Soluție 0,4 M NaHCO 3 şi soluţie 0,2 M H2CO3.

3. Care dintre sistemele tampon propuse este un sistem tampon cu bicarbonat?

a) NH4OH şi NH4CI;

b) H2C03 şi KNSO3;

c) NaH2P04 şi Na2HP04;

d) CH 3 COOH și CH 3 COOK;

e) K 2 HPO 4 și KH 2 RO 4.

4. În ce condiții pH-ul unui sistem tampon este egal cu pK?

a) când concentrația acidului și a sării sale sunt egale;

b) când concentrația acidului și a sării sale nu sunt egale;

c) când raportul în volum al acidului și al sării sale este de 0,5;

d) când raportul dintre volumele acidului și sării sale la aceleași concentrații nu este egal;

e) când concentraţia acidă este de 2 ori mai mare decât concentraţia sării.

5. Care dintre formulele propuse este potrivită pentru calcularea [H+], pentru sistemul CH3COOH și CH 3 BUCĂTAR?

6. Care dintre următoarele amestecuri face parte din sistemul tampon al organismului?

a) HCI și NaCI;

b) H2S şi NaHS;

c) NH4OH şi NH4CI;

d) H2C03 şi NaHC03;

e) Ba(OH)2 și BaOHCI.

7. Ce tip de sisteme tampon acid-bazic îi aparține un tampon proteic?

a) un acid slab și anionul acestuia;

c) anioni a 2 săruri acide;

e) ioni și molecule de amfoliți.

8. Cărui tip de sisteme tampon acid-bazic îi aparține tamponul de amoniac?

a) un acid slab și anionul acestuia;

b) anioni acidi și medii de sare;

c) anioni a 2 săruri acide;

d) baza slaba si cationul acesteia;

e) ioni și molecule de amfoliți.

9. Cărui tip de sisteme tampon acid-bazic îi aparține tamponul fosfat?

a) un acid slab și anionul acestuia;

b) anioni acidi și medii de sare;

c) anioni a 2 săruri acide;

d) baza slaba si cationul acesteia;

e) ioni și molecule de amfoliți.

10. Când un sistem tampon proteic nu este un tampon?

a) în punctul izoelectric;

b) când se adaugă alcalii;

c) la adăugarea acidului;

d) într-un mediu neutru.

11. Care dintre formulele propuse este potrivită pentru calcularea sistemului [OH -]: NH 4 OH și NH 4 Cl?

Chimie generală: manual / A. V. Zholnin; ed. V. A. Popkova, A. V. Zholnina. - 2012. - 400 p.: ill.