Тестовые задания для самоконтроля

Выберите правильный вариант ответа

01. КОНЦЕНТРАЦИЯ ИОНОВ ОН^— (МОЛЬ/ДМ ³) В РАСТВОРЕ ПРИ рН = 2,00 РАВНА ________МОЛЬ/ДМ³

1) 10^–10                

2) 10^–2

3) 10^–12                

4) 10^–4

 

02. ЗНАЧЕНИЯ С(ОН^—) И С(Н⁺ ) В РАСТВОРЕ ПРИ рН = 5,0 СОСТАВЛЯЮТ______ МОЛЬ/ДМ³

1) 10^–5 и 10 ^–9                

2) 10^–4 и 10 ^–10

3) 10^–10 и 10 ^–4           

4) 10^–9 и 10 ^–5

 

03. ЗНАЧЕНИЯ С(ОН^—) И С(Н⁺ ) В РАСТВОРЕ ПРИ рОН = 6,0 СОСТАВЛЯЮТ ______ МОЛЬ/ДМ³

1) 10^–8 и 10^–6               

2) 10^–4 и 10^–10    

3) 10^–6 и 10^–8               

4) 10^–7 и 10^–7

 

04. УКАЖИТЕ рН СОЛЯНОЙ КИСЛОТЫ С КОНЦЕНТРАЦИЕЙ 0,1 МОЛЬ/Л И ВОДНОГО РАСТВОРА ГИДРОКСИДА КАЛИЯ С КОНЦЕНТРАЦИЕЙ 1,0 МОЛЬ/Л, СЧИТАЯ, ЧТО УКАЗАННЫЕ ВЕЩЕСТВА ДИССОЦИИРУЮТ ПОЛНОСТЬЮ

1) 1 и 14             

2) 7 и 7            

3) 14 и 0          

4) 2 и 12  

05. В РАСТВОРЕ АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ С рН = 2 КОНЦЕНТРАЦИЯ ВЕЩЕСТВА ПРИ α = 100% РАВНА _____ МОЛЬ/ДМ³

1) 0,05

2) 0,1

3) 0,01

4) 0,001

 

06.   рН РАСТВОРА ГИДРОКСИДА БАРИЯ РАВЕН 13, КОНЦЕНТРАЦИЯ ОСНОВАНИЯ В НЕМ ПРИ α =100% РАВНА ______ МОЛЬ/ ДМ³

1) 0,005

2) 0,1

3) 0,05

4) 0,001

 

07. РАСТВОР, В 500 МЛ КОТОРОГО РАСТВОРЕНО 1,825 г HCl, ИМЕЕТ рН, РАВНЫЙ

1) 2             

2) 4                

3) 5                

4) 1

 

08. УКАЖИТЕ рН 0,003 МОЛЯРНОГО РАСТВОРА СОЛЯНОЙ КИСЛОТЫ

1) 11,5           

2) 3            

3) 7          

4) 2,5

Контрольные задания

 

09. Рассчитать рН и рОН слюны, если концентрация ионов водорода в ней составляет

1,78·10^–7 моль·дм^-3.

10. Физиологическое значение рН крови 7,36. Определить концентрацию ионов [H⁺] и [OH^-] в крови.

11. Рассчитать рН раствора соляной кислоты с концентрацией 0,03 моль/дм³ и водного раствора гидроксида калия с концентрацией 0,12 моль/дм³, считая, что указанные вещества диссоциируют полностью. 

12. Определите рН кишечного сока, если концентрация гидроксид- анионов ОН^- в составе кишечного сока составляет 2,3·10^-6 моль·дм^-3. 

          

 

Литература

1. Общая химия. Учебник для медицинских вузов / В. А. Попков, С. А. Пузаков.–

Москва: Высшая школа, 2010 г.– С. 575 – 585, 603 – 605.

 

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. пособие для студентов медицинских спец. вузов / Ю.А. Ершов, А.М. Кононов, С.А. Пузаков и др.; Под ред. Ю.А. Ершова, В.А. Попкова. – Москва.: Высш. шк., 2008. –

С.45-50.

 

 

1.8. Буферные системы

 

Свойством всех живых организмов является постоянство рН биологических жидкостей, тканей и органов. Это постоянство поддерживается их буферными системами и необходимо для обеспечения нормальной деятельности ферментов, регулирования осмотического давления и других показателей.

Знания по теме «Буферные «системы» необходимы для понимания механизма их действия, количественной оценки способности буферных систем связывать посторонние кислоты и щелочи, понимания их взаимосвязи и роли в поддержании кислотно-основного гомеостаза.

Кроме того, важно уметь готовить буферные растворы для последующего использования их в различных медико-биологических, химических и клинических исследованиях.

Буферными называют системы, состоящие из двух сопряженных компонентов, способных до определенного предела противодействовать изменению рН среды при добавлении к ним небольших количеств кислоты и щелочи, а также при разбавлении раствора или концентрировании.

Способность буферных систем сохранять постоянство pH называется буферным действием.

По составу, с точки зрения протонной теории, буферные системы делят на кислые и основные.

Кислые буферные системы состоят из слабой кислоты и сопряженного с ней избытка сильного основания, создаваемого солью этой кислоты.

Например: Ацетатная буферная система – кислая буферная система, состоит из:

 СН₃СООН – слабая кислота;

 СН₃СООNa – растворимая соль (содержит сопряженное сильное основание СН₃СОО^- ).

Аммиачная буферная система – основная буферная система, состоит из:

NН₄ОН – слабое основание;

NН₄Сl –растворимая соль (содержит сопряженную сильную кислоту NН₄⁺).     

 

Буферные системы в растворенном состоянии образуют буферные растворы.

Буферные растворы, в отличие от буферных систем, могут быть многокомпонентными.

Кровь относят к буферным растворам.

Водородный показатель среды буферного раствора рассчитывают по уравнению Гендерсона-Гассельбаха:

pH = pK_a + lg[соль]/[кислота]

pH - водородный показатель среды буферного раствора,

pK_a – показатель константы кислотности слабой кислоты,

[соль]/[кислота]– количества соли и кислоты в момент равновесия; буферное соотношение.

В рабочем виде:

 

- C (1/z с), C (1/z к) – исходные молярные концентрации эквивалентов соли и кислоты, моль·дм^-3;

- V (с), V (к) – объемы растворов соли и кислоты соответственно, см³.

Величину, характеризующую способность буферной системы противодействовать смещению реакции среды при добавлении кислот и щелочей, называют буферной емкостью (B). Буферную ёмкость можно определить по кислоте или по основанию.

Буферная ёмкость показывает сколько моль-эквивалентов сильной кислоты или щелочи следует добавить к 1 дм³ буферного раствора, чтобы изменить его рН на единицу.

 

 

B – буферная ёмкость, моль дм^-3;

C(1/z кисл.; осн.) – молярная концентрация эквивалента добавляемой кислоты или основания;

V(кисл.; осн.) – объем раствора добавляемой кислоты или основания, см³;

∆pH – изменение pH;

V (буф.)- объем буферного раствора, см³.

 

Для сохранения оптимальных условий обменных процессов необходимо постоянство pH внутренних сред организма. Постоянство кислотности сред, наряду с физиологическими механизмами поддерживается буферными системами организма.

 

Контрольные вопросы

 

1. Буферные системы, их состав, свойства, классификация. Механизм буферного действия. Буферные растворы

2. Уравнение кислых буферных систем Гендерсона-Гассельбаха, его вывод и анализ. Зона буферного действия.

3. Буферная емкость. Факторы, влияющие на величину буферной емкости.

4. Биологическая роль буферных систем. Буферные системы крови: гемоглобиновая, оксигемоглобиновая, белковая, водородкарбонатная, фосфатная, эфиры глюкозы и фосфорной кислоты различной степени замещенности.

5. Роль водородкарбонатной буферной системы в поддержании постоянства рН крови. Ацидоз. Алкалоз. Щелочной резерв крови.

 

Типовые задачи

 

Задача 1. Рассчитайте рН ацетатного буферного раствора, приготовленного из 80 мл 0,1 н раствора СН₃СООН и 20 мл 0,1 н раствора СН₃СООNa. К_Д (СН₃СООН) = 1,74 · 10^{– 5}.

 

Дано:	Решение:
С (СН3СООН) = 0,1 н	1. Находим рКкислоты: рКкислоты = – lgКД = – lg 1,74 · 10– 5 = 4,76
Vр (СН3СООН) = 80 мл = 0,08 л
С (СН3СООNa) = 0,1 н	2. Находим рН ацетатного буферного раствора:
Vр (СН3СООNa) = 20 мл
КД (СН3СООН) = 1,74 · 10– 5	CC · VC                        0,02 · 0,1 рН = рКкислоты + lg ----------- = 4,76 + lg -------------- = 4,16                              CК · VК                0,08 · 0,1
--------------------------------------
рН =?
Ответ: рН = 4,16

 

Задача 2. Рассчитать рН оксалатной буферной системы, состоящей из 100 см³ раствора щавелевой кислоты с концентрацией С(1/2 Н₂С₂О₄)=0,5 моль·дм ^-3 и 150 см³ растворы оксалата натрия с концентрацией С(1/2 Na₂C₂O₄)=0,25 моль·дм^-3,если

К_Д (Н₂С₂О₄)=5,6·10^-2.

Дано:                                                           Решение:

V (H₂C₂O₄) = 100см³                        рН=рК_Д+lgC(1/2H₂C₂O₄)·V(Na₂C₂O₄)/C(1/2H₂C₂O₄)·V(H₂C₂O₄)

С(Na₂C₂O₄) = 0,5 моль·дм^{– 3}                            pК_д = – lgК_д                                                                    

V(Na₂C₂O₄) = 150 см³                                         pК_д = – lg 5,6·10^-2 = 1,25

С(1/2Na₂C₂O₄) = 0,25 моль·дм^{– 3}                  рН = 1,25 + lg(0,25·150)/(0,5·100)= 1,125.

К_Д (H₂C₂O₄) = 5,6·10^{– 2}

рН-?                                            Ответ: рН = 1,125.

 

Задача 2. Рассчитайте объемы (см³) 0,1М СН₃СООН и 0,1 М СН₃СООNa, необходимые для приготовления 100 см³ буферного раствора с рН = 4,0. рК (СН₃СООН) = 4,76

Дано:	Решение:
C(СН3СООН) = 0,1моль/дм3	1. По уравнению Гендерсона-Гассельбаха:
C(СН3СООNa) = 0,1моль/дм3	рН = рК + lg (Cс·Vс)/(Cк·Vк)
Vбуф. = 100 см3	lg(Cс·Vс)/(Cк·Vк) = pH – pK
рН = 4,0	2. Подставим данные:
рК (СН3СООН) = 4,76	lg(0,1·Vс)/(0,1·Vк) = 4 – 4,76 = –0,76
V(СН3СООН) =? V(СН3СООNa) =?	3. Vс + Vк = 100 см3 lg Vс/(100 –Vc) = –0,76
Vс/(100 –Vc) = 10 -0,76 = 0,174                                                 Vc = 14,84 см3                                                Vк = 100 – 14,84 = 85,16 см3
Ответ: V(СН3СООН) = 85,16 см3; V(СН3СООNa) = 14,84 см3

 

Задача 3. Рассчитайте рН фосфатного буфера, состоящего из 100 см³ 0,01 моль/дм³ NaH₂PO₄ и 20 см³ 0,1 моль/дм³ Na₂HPO₄. Как изменится рН при добавлении к этой смеси 30 мл раствора NaOH с молярной концентрацией С(NaОН) = 0,02 моль/дм³?

К_Д (Н₂РО^-₄)=1,6·10^{– 7}.

 

Дано:	Решение:
C(NaH2PO4) = 0,01моль/дм3	1. По уравнению Гендерсона-Гассельбаха:
C(Na2HPO4) = 0,1моль/дм3	рН = рК(H2PO4–) + lg (Cс·Vс)/(Cк·Vк)
V(NaH2PO4) = 100 см3	pK (H2PO4–) = – lg1,6·10– 7 = 6,8
V(Na2HPO4) = 20 см3	2. Подставим данные:
V(NaOН) = 30 см3	pH = 6,8 + lg(0,1·20)/(0,01·100) = 6,8 + lg2 = 7,1
C(NaОН) = 0,02моль/дм3	3. Роль соли (основания) в буфере выполняет Na2HPO4, а роль кислоты – NaH2PO4  H2PO4– + OH– ↔ HPO42– + H2O; HPO42– + Н+ ↔ H2PO4–  кислота                                       основание
КД (Н2РО-4)=1,6·10-7 рН =?
	При добавлении NaOH в буфере уменьшится количество кислоты NaH2PO4  и увеличится количество соли Na2HPO4. Расчет ведем в миллимолях(ммоль) n(NaOH) = 30 мл · 0,02 = 0,6ммоль
рН = 6,8 + lg(2+0,6)/(1-0,6) = 6,8 + lg(2,6/0,4) = 7,615
Ответ: рН = 7,615

 

Задача 4. Рассчитайте буферную емкость по кислоте, если при добавлении к 100 см³ гидрокарбонатного буфера с рН = 6,5 10 см³ раствора НСl с молярной концентрацией эквивалента С(НСl) = 0,1 моль/дм³ изменился до 6,3.

Дано:	Решение:
C(НСl) = 0,1 моль/дм3	1. По уравнению:
V(НСl) = 10 см3	Bк = V(HCI)·С(НСl) /Vбуф. ·ΔpH
Vбуф. = 100 см3	Bк = 10 · 0,1 / 100 · (6,5 – 6,3) = 0,05 моль/дм3
рН1 = 6,5
рН2 = 6,3
Вк =?
Ответ: Bк = 0,05 моль/дм3