Приготовление буферных растворов

МЕТОДИЧЕСКАЯ РАЗРАБОТКА

для проведения занятия со студентами I курса

лечебного факультета и ФПСЗС по общей химии

 

Тема: Теория слабых и сильных электролитов.

Буферные системы

Время: 3 часа

 

1. УЧЕБНЫЕ И ВОСПИТАТЕЛЬНЫЕ ЦЕЛИ:

Ознакомить студентов-медиков с основными положениями теории электролитической диссоциации, с теориями сильных и слабых электролитов, а также с ролью электролитов в организме человека. Сформировать представления о кислотно-основном равновесии в организме человека и биологических буферных системах, поддерживающих кислотно-основной гомеостаз.

МОТИВАЦИЯ ДЛЯ УСВОЕНИЯ ТЕМЫ:

Поддержание кислотно-основного и электролитного равновесия в тканях, биологических жидкостях крайне важно для нормального функционирования организма. Изменение электролитного состава приводит к изменению реакции среды биологических жидкостей. Во-первых, ионы Н⁺ оказывают каталитическое действие на многие биохимические превращения. Во-вторых, ферменты и гормоны проявляют биологическую активность только в строго определенном интервале значений рН (например, фермент пепсин, участвующий в расщеплении пищи в желудке, активен только при рН = 1,5). В-третьих, даже небольшие изменения концентрации катионов Н⁺ ощутимо влияют на величину осмотического давления в этих жидкостях. Поддержание постоянной кислотности крови и тканевых жидкостях регулируется с помощью нескольких буферных систем. Одним из способов диагностики заболеваний является определение рН желудочного сока, крови, мочи.

ТРЕБОВАНИЯ К ИСХОДНОМУ УРОВНЮ ЗНАНИЙ:

а) понятие об электролитах и неэлектролитах;

б) сильные и слабые электролиты, степень электролитической диссоциации;

в) теория электролитической диссоциации Аррениуса.

В результате проведения занятия студент должен:

1) знать:

· основные положения теории электролитической диссоциации;

· понятие о сильных и слабых электролитах;

· понятие о буферных растворах;

· механизм действия буферных растворов;

· буферные системы организма.

2) уметь:

· решать расчетные задачи по вычислению степени диссоциации, концентрации катионов водорода и рН растворов сильных электролитов;

· решать расчетные задачи по вычислению степени диссоциации, концентрации катионов водорода и рН растворов слабых электролитов;

· решать расчетные задачи на вычисление рН буферных растворов;

· определять рН сильных и слабых электролитов различными методами;

· выполнять расчетные задачи.

2. СВЯЗЬ СО СМЕЖНЫМИ ДИСЦИПЛИНАМИ:

 

Полученные знания по расчетам рН буферных растворов и буферной емкости необходимы студентам при изучении биохимии, нормальной и патологической физиологии, судебной медицины, анестезиологии, реаниматологии, а также общей и клинической фармакологии.

 

3. КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ ПО ТЕМЕ ЗАНЯТИЯ:

 

3.1 Кислотно-основное равновесие в растворах.

3.2 Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель и методы его определения.

3.3 Буферные системы: определение, классификация и механизм действия. Расчет pH буферных систем.

3.4 Определение буферной емкости системы. От каких факторов она зависит?

3.5 Буферные системы крови. Механизм кислотно-щелочного равновесия в организме человека.

 

4. ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

 

Лабораторная работа № 1

Определение рН биологических жидкостей потенциометрическим методом

ЗАДАНИЕ 1. Определите приблизительное значение рН предложенных растворов с помощью универсальной индикаторной бумаги, для чего погрузите полоску индикаторной бумаги в исследуемый раствор и сравните окраску со стандартной шкалой. Занесите данные в таблицу 1.

ЗАДАНИЕ 2. Определите значение рН тех же растворов при помощи рН-метра со стеклянным электродом. Рассчитайте концентрацию катионов водорода по формуле: [H⁺] = 10‾^рН и занесите результаты в таблицу.

 

Таблица 1 – Определение рН растворов

 

Исследуемый раствор	Водопровод-ная вода	Произвольное подкисление	Произвольное подщелачивание	Контрольный раствор
№ раствора
рН, измеренный универсальной индикаторной бумагой
рН, измеренный потенциометри- ческим методом
Концентрация катионов водорода [Н+], моль/л

 

Лабораторная работа № 2

Приготовление буферных растворов

 

ЗАДАНИЕ 1. Приготовьте ацетатный буферный раствор по прилагаемой схеме.

 

Таблица 2 – Приготовление и определение рН буферных растворов

 

Номер буферного раствора
Число мл 0,1 н. СН3СООН Число мл 0,1 н. СН3СООNa	9,0 1,0		1,0 9,0
рН опытное
рН вычисленное

 

Для каждого буферного раствора определите значение рН опытным путем и рассчитайте значения рН по уравнению Гендерсона-Гассельбаха (при этом отношение концентраций можно заменить отношением объемов, т.к. в данном случае нормальные концентрации кислоты и соли одинаковы). Данные внесите в таблицу 2.

ФОРМА ОТЧЕТА:

1) укажите цель работы;

2) заполните таблицы;

3) запишите химические уравнения соответствующих реакций;

4) по результатам выполнения каждого задания сделайте соответствующие выводы, проанализировав, от каких факторов зависит рН и емкость буферных растворов.

5. ХОД ЗАНЯТИЯ:

ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ КИСЛОТНО-ОСНОВНОГО РАВНОВЕСИЯ

 

Согласно ионной теории КИСЛОТЫ – соединения, которые при электролитической диссоциации в водном растворе образуют ионы водорода Н⁺:

 

НАn ⇄ Н⁺ + Аn‾

ОСНОВАНИЯ – соединения, которые при электролитической диссоциации в водном растворе образуют ионы гидроксила ОН‾:

 

KtОН ⇄ Kt⁺ + ОН‾

 

Рассматривая кислотно-основные равновесия в водных растворах в дальнейшем будем считать их приближающимися к идеальным растворам, т.е. активностью ионов пренебрегаем (а → с).

Тогда в соответствии с законом действующих масс:

(1)

 

(2)

 

Вода проявляет как слабые кислотные, так и основные свойства (амфолит): Н₂О ⇄ Н⁺ + ОН^¯,

тогда

(3)

 

При 25^оС К(Н₂О) = 1,8·10ˉ¹⁶ (может быть вычислен по электропроводности воды). Можно считать, что С (Н₂О) – величина постоянная и равна 55,58 моль/л. Следовательно:

К(Н₂О) · [Н₂О] = 1,8·10ˉ¹⁶·55,58 = 10ˉ¹⁴

 

Обозначим К(Н₂О) [Н₂О] = К_W, где К_W – ионное произведение воды – величина постоянная при данной температуре не только для чистой воды, но и для разбавленных водных растворов любых веществ.

 

К_W = [Н⁺] · [ОН^¯] = 10ˉ¹⁴ (при 25^оС) (4)

 

К_W дает возможность рассчитать концентрацию Н⁺ при известной концентрации ОНˉ и наоборот.

Для чистой воды (среда нейтральная):

 

[Н⁺] = [ОН^¯] = = 10ˉ⁷ моль/л

 

Если [Н⁺] выше 10‾⁷ моль/л, а [ОН^¯], соответственно, ниже, то среда кислая и наоборот.

При расчетах [Н⁺] удобнее выражать через ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ рН – отрицательный десятичный логарифм молярной концентрации ионов водорода в растворе:

рН = –lg [Н⁺],

 

соответственно, рОН = – lg[ОН^¯] и рН + рОН = 14 (5)

 

Величиной рН пользуются для характеристики разбавленных водных растворов. рН < 7 – среда кислая; рН = 7 – нейтральная; рН > 7 – щелочная.

Для приблизительного определения рН среды служат кислотно-основные ИНДИКАТОРЫ – слабые органические кислоты или основания, ионные и молекулярные формы которых имеют различную окраску, указывающую на рН среды. Например, в растворе индикатора метилового оранжевого устанавливается равновесие:

НInd ⇄ Н⁺ + Ind‾,

^{красный желтый}

 

смещающееся в зависимости от рН среды.

Универсальный индикатор – это смесь нескольких индикаторов, интервал перехода окраски которых охватывают шкалу рН от 1 до 14. Точность определения рН не превышает 0,5 единиц рН.

Буферными называют растворы, поддерживающие определенную концентрацию ионов водорода (рН) при разбавлении и незначительно изменяющие ее при добавлении небольших количеств сильных кислот или щелочей. К ним относятся:

1. Растворы, содержащие слабую кислоту и соль этой кислоты и сильного основания (СН₃СООН + СН₃СООNa);

2. Растворы, содержащие слабое основание и соль этого основания и сильной кислоты (NH₄OH + NH₄Cl);

3. Растворы, содержащие смесь солей слабых многоосновных кислот (Na₂HPO₄ + NaH₂PO₄);

4. Растворы, содержащие смесь средней гидролизующейся соли и кислой соли этой же кислоты (NaHCO₃ + Na₂CO₃).

Расчет рН буферного раствора производят по универсальной формуле Гендерсона-Гассельбаха:

 

Покажем, что буферная смесь, например, СН₃СООН + СН₃СООNa, обладает способностью в определенных пределах поддерживать постоянным рН раствора.

При прибавлении щелочи произойдет реакция:

 

СH₃COOH + NaOH → CH₃COONa + H₂O,

 

при этом происходит связывание ионов ОН‾.

При добавлении кислоты протекает реакция:

 

HCl + CH₃COONa → CH₃COOH + NaCl,

 

т.е. происходит связывание ионов Н⁺.

рН буферного раствора зависит от соотношения концентраций соли и кислоты. Изменяя это отношение можно получить буферный ряд, т.е. серию растворов с последовательно меняющейся величиной рН.

БУФЕРНОЙ ЕМКОСТЬЮ называется количество вещества эквивалента сильной кислоты или щелочи (моль), необходимое для смещения рН 1 л буферного раствора на одну единицу.

,

 

где Δ b – количество добавленной щелочи или кислоты;

рН₀ – водородный показатель исходного буферного раствора;

рН₁ – водородный показатель буферного раствора после прибавления сильной кислоты или щелочи.

Буферная емкость раствора тем выше, чем больше концентрации компонентов и чем меньше эти концентрации различаются между собой.

Разбавление раствора не влияет на изменение рН, но сильно влияет на величину буферной емкости.

Поддержание постоянного уровня рН в крови и тканевых жидкостях достигается благодаря наличию нескольких буферных систем. Важнейшие из них:

1. Гидрокарбонатная буферная система характеризуется равновесием молекул слабой угольной кислоты с образующимися при ее диссоциации гидрокарбонат-ионами:

 

НСО₃‾ + Н⁺ ⇄ Н₂СО₃ (1а)

НСО₃‾ + Н₂О ⇄ Н₂СО₃ + ОН^¯ (1б)

 

В организме угольная кислота образуется при гидратации СО₂ – продукта окисления органических веществ:

 

СО₂ + Н₂О ⇄ Н₂СО₃

 

Процесс ускоряется ферментом карбоангидразой.

2. Фосфатная буферная система характеризуется равновесием:

 

HPO₄²ˉ + H⁺ ⇄ H₂PO₄‾ (2а)

НРО₄²ˉ + Н₂О ⇄ Н₂РО₄^¯ + ОН^¯ (2б)

 

3. Буферная система оксигемоглобин-гемоглобин, на долю которой приходится приблизительно 75% емкости крови, характеризуется равновесием между ионами гемоглобина Нb‾ и самим гемоглобином ННb (очень слабая кислота, К_ННb = 6,3∙10ˉ⁹; рК_ННb = 8,2):

 

Нb‾ + Н ⁺ ⇄ ННb (3а)

Нb^¯ + Н₂О ⇄ ННb + ОН^¯, (3б)

 

а также между ионами оксигемоглобина НbО₂‾ и самим оксигемоглобином ННbО₂ (более сильная кислота, чем ННb кислота – К (ННbО₂) = 1,12∙10ˉ⁷, рК (ННbО₂) = 6,95):

 

НbО₂‾ + Н⁺ ⇄ ННbО₂ (3в)

НbО₂ + Н₂О ⇄ ННbО₂ + ОН^¯ (3г)

 

Гемоглобин и оксигемоглобин связаны равновесием:

 

ННb + О₂ ⇄ ННbО₂

 

При поступлении в кровь сильных кислот значительная часть ионов Н⁺ тотчас же связывается с ионами НСО₃‾, НРО₄²ˉ, Нb‾ и НbО₂‾ согласно уравнениям:

NaHCO₃ + HCl ⇄ H₂CO₃ + NaCl

Na₂HPO₄ + HCl ⇄ NaH₂PO₄ + NaCl

КНb + HCl ⇄ ННb + KCl

NaHbО₂ + HCl ⇄ ННbО₂ + NaCl

 

Эти же буферные системы ограничивают возрастание рН при поступлении в кровь щелочей. Ионы гидроксила взаимодействуют со свободными Н₂СО₃, ННb, ННbО₂ и ионами дигидрофосфата по схемам:

 

H₂CO₃ + NaOH ⇄ NaHCO₃ + H₂O

NaH₂PO₄ + NaOH ⇄ Na₂HPO₄ + H₂O

HНb + NaOH ⇄ NaНb + Н₂О

ННbО₂ + NaOH ⇄ NaНbО₂ + Н₂О

 

Таким образом, все буферные системы крови и тканевых жидкостей образуют единую взаимосвязанную систему.

 

6. вопросы ДЛЯ САМОконтроля знаний:

 

6.1 Слабые электролиты. Степень диссоциации, константа диссоциации.

6.2 Сильные электролиты. Ионная сила, коэффициент активности, активность.

6.3 Буферные системы: определение, классификация и механизм действия. Расчет рН буферных систем.

6.4 Определение буферной емкости системы. От каких факторов она зависит?

6.5 Буферные системы крови. Механизм кислотно-щелочного равновесия в организме человека.

Задачи для самостоятельной работы:

1. Константа кислотности уксусной кислоты равна 1,8·10ˉ⁵ (25^оС). Вычислить степень ее диссоциации в 0,005 М растворе и рН раствора.

Ответ: 0,06; 3,52

 

2. Рассчитайте ионную силу раствора, активность иона Н⁺ и рН 0,01 М раствора HCl.

Ответ: 0,01

0,009 моль/л; 2,04

 

3. Чему равна концентрация гидроксид-ионов в растворе, рН которого равна 10,8?

Ответ: 6,3·10ˉ⁴ моль/л

 

4. Рассчитайте рН буферного раствора, содержащего 1 л 0,1 моль уксусной кислоты и 0,01 моль натрий ацетата. К _а (СН₃СООН) = 1,8·10ˉ⁵. Как изменится рН при добавлении к 1 л раствора: а) 0,001 моль HCl; б) 0,001 моль NaOH?

Ответ: 3,785;0,05; 0,05

 

7. ЛИТЕРАТУРА

ОСНОВНАЯ:

1. Конспект лекций;

2. Ершов, Ю.А. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. для мед. спец. вузов /Ю.А. Ершов, В.А. Попков, А.С. Берлянд и др.; под ред. Ю.А. Ершова. – М.: Высш. шк., 2005. – C. 79-119;

3. Ленский, А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию: Учебн. пособие для студ. мед. вузов /А.С. Ленский. − М.: Высш. шк, 1989. – C. 143-160.

ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ:

1. Зеленин, К.Н. Химия / К.Н. Зеленин. – Санкт-Петербург: Специальная литература, 1997. – C. 152-178;

2. Ершов, Ю.А. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов/ Ю.А. Ершов, В.А. Попков; под ред. Ю.А. Ершова. – М.: Высшая школа, 1993. – C. 42-50.

 

 

Авторы: Зав. кафедрой, доцент, к.х.н. Лысенкова А.В., доцент, к.х.н. Филиппова В.А., ст. преподаватели Чернышева Л.В., Одинцова М.В.; Довнар А.К., ассистенты Перминова Е.А., Прищепова И.В., Зыкова Е.Л.

 

31.08.2016