Теоретичні передумови до виконання роботи

Практичне значення pH буферів

Буферні системи існують всередині всіх живих клітин, оскільки більшість із хімічних перетворень, що відбуваються в них залежні від pH. Із цієї ж причини у лабораторіях під час дослідження властивостей білків, особливо ферментів, нуклеїнових кислот та інших біомолекул завжди використовують pH буфери.

pH буфери широко використовуються у багатьох галузях промисловості і в лабораторній практиці. Наприклад, один із перших етапів пивоваріння — подрібнення солоду - повинен відбуватись при pH від 5,0 до 5,2. Із виготовленням пива пов'язане і саме відкриття шкали pH, оскільки її винахідник Сорен Соренсон працював дослідником на броварні^[10].

Буферні системи крові людини

Докладніше: Кислотно-основний баланс

pH крові людини в середньому становить 7,4, зміна цього значення навіть на одну десяту одиниці призводить до важких порушень (ацидозу або алкалозу). Коли водневий показник виходить за межі діапазону 6,8÷7,8, це зазвичай веде до загибелі. Найважливіша буферна система крові — карбонатна (HCO–3/H₂CO₃), друга за значенням — фосфатна (HPO2–4/H₂PO–4), також певну роль у підтриманні pH відіграють білки^[15].

PH буфери у біологічних лабораторіях

В експериментах із біохімії та молекулярної біології первинно використовувались звичайні буфери на основі слабких кислот та їхніх спряжених основ, такі як цитратні, ацететні, фосфатні. Проте вони мали ряд недоліків, таких як досить значна зміна pH при розведенні або зміні температури, проникнення їхніх компонентів через клітинні мембрани і вплив на фізіологічні процеси. Тому на зміну їм стали застосовувати буфери на основі інших речовин, наприклад основи трис(гідроксиметил)амінометану (скорочено трис), цвіттер-іонної сполуки MOPS тощо^[16].

Норман Гуд розробив серію буферів на основі сполук, молекули яких можуть перебувати у стані цвіттеріонів, таких якHEPES, PIPES, MES. Гуд відбирав буферні агенти на основі таких бажаних ознак як: значення pK_a в діапазоні 6÷8, що відповідає фізіологічним значенням pH, висока розчинність у воді, нерозчинність у полярних сполуках, непроникність через мембрани, малий вплив на іонну силу розчину, максимальна незалежність дисоціації від температури і концентрації, стабільність, легкість у приготуванні. Також буферні агенти не повинні поглинати видиме іультрафіолетове світло із довжиною хвилі більше 230 нм, щоб не перешкоджати стандартним методам спектрофотометрії. Жодна із відомих сполук не підходить ідеально під всі описані ознаки, проте наявний вибір буферних агентів дозволяє вибрати належний для кожного конкретного завдання^[17].

Інші типи буферних систем

У хімічному аналізі застосовують також інші буферні системи: окисно-відновні буферні розчини для утворення і збереження окисно-відновного потенціалу, наприклад на основі суміші солей Fe(II) і Fe(III); кальцієвий буферний розчин для утворення і збереження активності катіонів кальцію, наприклад на основі суміші еквімолярної кількості дигліколяту натрію та кальцію або натрієвої і кальцієвої солей нітрилацетатної кислоти. В іонометрії широко використовуються буферні розчини для утворення загальної іонної сили розчину (БРЗІС)

Теоретичні передумови до виконання роботи

В агрохімічних лабораторіях титрометричні методи використовують при визначенні карбонатної та загальної твердості природних вод, вмісту азоту в аміачних та аміачно-нітртатних добривах, слабких органічних кислот в рослинному матеріалі, домішок магнію в калійних добривах.

В основі об`ємного (титрометричного) методу кількісного визначення речовин лежить вимір об`ємів двох взаємодіючих розчинів, один із яких містить аналізуєму речовину, а у другого наперед відома концентрація.

Розчин з точно відомою концентрацією в об`ємному аналізі називають титрованим (титрантом), або робочим розчином. Титрований розчин містить певне число еквівалентів реактивів в літрі.

Розчин, концентрацію якого встановлюють в результаті титрування, називають аналізуємим розчином.

Процес поступового приливання титрованого розчину до розчину аналізуємої речовини називають титруванням.

При титруванні прибавляють із бюретки титрований розчин реактиву до того моменту, поки кількість прибавленої речовини не буде еквівалентна кількості визначаємого компонента в розчині. Цей момент називається еквівалентною точкою титрування.

Еквівалентна точка титрування визначається візуально по зміні забарвлення або утворенню нової фази (поява або зникнення муті), що відбувається в результаті реакції між розчиненими речовинами.

Якщо при реакції не відбувається видимих змін, то для установки кінця титрування в розчин прибавляють допоміжний реактив, що називається індикатором.

Коли реакція між титрованим розчином реактиву і тітруємою речовиною дійде до кінця, індикатор в розчині змінює колір, або утворюється муть. Момент, при якому відбувається ця зміна індикатора, називається точкою кінця титрування

Титровані розчини можна одержати різними способами. В залежності від цього розрізняють стандартні (приготовлені) і стандартизовані (установлені).

Стандартні розчини. Точну наважку речовини переносять в мірну колбу певного об`єму, розчиняють і доводять об`єм розчину водою до мітки.

В цьому випадку титр розчину Т дорівнює наважці (г) поділеній на об`єм розчину (V):

Т=m/V

Титровані розчини, одержані із точної наважки речовини, називають стандартними (або приготовленими).

Стандартизовані розчини (установлені).

В якості титранів найчастіше використовують мінеральні кислоти, луги, калій перманганат, натрій тіосульфат. Розчин з точною концентрацією для цих речовин приготувати не можна. Так, мінеральні кислоти (Н₂SO₄, НСI) мають непостійний склад, їдкі луги (NaOH, KOH), поглинаючи оксид вуглецю (ІV) і вологу із повітря, змінюють склад при зберіганні; концентрація перманганату і тіосульфату натрію змінюється уже при розчиненні, бо вони взаємодіють з домішками в воді. Отже, вміст їх в розчині не може точно відповідати наважці. Концентрацію таких речовин встановлюють по стандартних розчинах інших речовин. Так, концентрацію натрій гідроксиду встановлюють по стандартному розчину щавлевої кислоти, а концентрацію сульфатної кислоти – по розчину натрій тетраборату.

Розчини, титр яких знаходять не по точній наважці, а встановлюють по тій чи іншій стандартній речовині, називають встановленими або стандартизованими.

Розрахунки в титриметричному аналізі. Обчислення в титриметричному аналізі грунтуються на законі еквівалентів: один еквівалент однієї речовини завжди реагує з одним еквівалентом іншої. Тобто, однакові об’єми розчинів з рівними молярними концентраціями еквівалентів містять такі порції речовин, які повністю витрачаються реагуючи одна з одною.

Для загального випадку об’єми розчинів, що прореагували, обернено пропорційні їх молярним концентраціям еквівалентів:

 

, або

 

Якщо нам відомо об’єм розчину, який аналізують, і об’єм та концентрація робочого розчину можемо обчислити молярну концентрацію речовини еквівалента аналізуємого розчину:

 

Для приготування розчину використовують концентровану або розведену (1:5) сульфатну кислоту, визначають її густину за таблицею і знаходять масову частку кислоти в %. Для заміру густини застосовують ареометр.

Густину розчину визначають таким чином. У мірний циліндр наливають розчин кислоти, опускають ареометр, щоб він вільно плавав у розчині, не доторкаючись дна і стінок циліндра. За шкалою ареометра визначають густину розчину.

Для кислот, лугів, солей є спеціальні таблиці, користуючись якими можна за густиною обчислити масову частку розчиненої речовини. Якщо в таблиці немає значення густини, що точно відповідає відлику за шкалою ареометру, то масову частку знаходять інтерполяцією (визначають проміжне значення між двома найближчими значеннями в таблиці).

 

Для виконання даної роботи проводимо наступний розрахунок:

Дано:

V(розч.) = 250 мл

С((1/2 H₂ SO₄) = 0,1 моль/л

ρ(розчину) = х г/мл

ω(H₂ SO₄) _= у%

______________________

V(H₂ SO₄) -?

 

Розв`язання.

 

1. Обчислимо число молей еквівалентів H₂ SO₄ в 250 мл розчину:

ν((1/2 H₂ SO₄) = С((1/2 H₂ SO₄)∙ V(розч.)

ν((1/2 H₂ SO₄) = О,1моль/л ∙ 0,25 л = 0,025 моль

 

2. Знайдемо масу кислоти в розчині:

m(H₂ SO₄) = ν((1/2 H₂ SO₄) М(1/2 H₂ SO₄)

М (H₂ SO₄) = 98 г/моль; М(1/2 H₂ SO₄) = 98/2 = 49 г/моль

m(H₂ SO₄) = 0,025 моль ∙49 г/моль = 1,225 г

 

3. Обчислимо масу розчину більш концентрованої кислоти, в якій міститься 1,225 г H₂SO₄:

 

(г).

 

4. Визначимо об’єм розчину вихідної кислоти H₂ SO₄:

мл.

Хід роботи

 

В мірну колбу на 250 мл налийте 100-150 мл дистильованої води. Залийте кислоту в бюретку і відмірте об’єм H₂ SO₄, який розрахували, в цю мірну колбу. Доведить об’єм дистильованою водою до мітки по ніжньому меніску. Закрийте пробкою і ретельно перемішайте.