|
|
Оглавление4. Потенциометрическое титрование 5. Электрическая проводимость и ее использование для анализа растворов электролитов 6. Кондуктометрическое титрование 7. Поверхностные явления и адсорбция 9. Криоскопия. Температуры замерзания растворов 10. Кинетика химических реакций в растворах 11. Коллоидные системы, их образование и свойства 12. Коагуляция лиофобных и лиофильных коллоидных растворов 13. Оптические свойства коллоидных систем Основные правила работы в лабораторном практикуме Для бесплатного чтения доступна только часть главы! Для чтения полной версии необходимо приобрести книгу3. Буферные системы. Изучение свойств буферных и небуферных систем. Определение буферной емкости раствора. Определение рH потенциометрическим методом в биологических объектахВода — основа жизни на Земле. Она играет исключительно важную роль в биохимических процессах, являясь основной составной частью (от 58 до 97%) всех клеток и тканей человека, животных, растений и простейших организмов. Вода — это среда, в которой протекают самые разнообразные биохимические процессы. Вода обладает хорошей растворяющей способностью и вызывает элекролитическую диссоциацию многих растворенных в ней веществ. Вода является слабым электролитом и диссоциирует на катионы водорода и анионы гидроксила по уравнению: Н2О ⇔ Н+ + ОН–. Согласно закону действующих масс, константа диссоциации воды будет равна: Диссоциация воды очень мала (при 25 °C она равна 1,8·10–9), поэтому знаменатель в приведенном уравнении можно считать практически постоянным, и соотношение можно записать следующим образом: [Н+] × [ОН–] = К × [Н2О] = Кw = 10–14, где Кw — ионное произведение воды. Таким образом, произведение концентрации ионов водорода и ионов гидроксила в любом водном растворе есть величина постоянная, называемая ионным произведением воды. Так как компоненты рассматриваемой системы сопряжены, то увеличение концентрации одного иона неизбежно связано с уменьшением концентрации другого. При этом из водного раствора не могут совершенно исчезнуть ни водородные, ни гидроксильные ионы. И при любой их концентрации ионное произведение останется постоянным — 10–14. Концентрация ионов водорода в растворах представляет важный физико-химический фактор, определение ее имеет большое значение при изучении самых разнообразных физических, химических и биологических процессов. В природных растворах и биологических жидкостях, которые количественно характеризуются как разбавленные растворы (С ≤ 0,1 М), активность ионов водорода колеблется примерно в пределах 10–3 ≤ С ≤ 10–9 М, т. е. она очень мала и для практической работы ее удобно выражать через отрицательный десятичный логарифм активности и обозначать рН: рН = –lgаН+. Таким образом, водородным показателем — рН — называют величину, численно равную отрицательному десятичному логарифму активности (концентрации) ионов водорода. Логарифмируя ионное произведение воды, получаем: рН + рОН = 14. В разбавленных водных растворах 0 ≤ рН ≤ 14, 0 ≤ рН ≤ 7 — в кислых растворах, рН = 7 — в нейтральных и 7 ≤ рН ≤ 14 — в щелочных растворах. Уравнения для расчета рН в разбавленных растворах различных классов соединений приведены ниже: • сильные кислоты: рН = –lgaH+; • сильные основания: pH = 14 — pOH; • слабые кислоты: pH = ½(pKк — lgC); • слабые основания: pH = 14 — ½pKо + ½lgC; • гидролитически кислые соли: pH = 7 — ½pKосн — ½lgC; • гидролитически щелочные соли: pH = 7 + ½pKкисл + ½lgC; • буферные растворы: pH = pKa + lg[соль] — lg[кислота]; рH = pKa + + lg[основание] — lg[соль]. Буферные системы Одним из характерных свойств внутренней системы организмов является постоянство концентрации водородных ионов (изогидрия). Так, например, рН крови человека — 7,36. Сохранение этого показателя обеспечивается совместным действием ряда физико-химических и физиологических механизмов, из которых очень важная роль принадлежит буферным системам. Буферными системами называются растворы, обладающие свойством достаточно стойко сохранять постоянство концентрации водородных ионов как при добавлении к ним небольшого количества сильных кислот или щелочей, так и при разведении. Буферные системы (смеси или растворы) по составу бывают двух основных типов: а) кислотные — слабая кислота и ее соль, образованная этой кислотой с сильным основанием; б) основные — слабое основание и его соль, образованная этим основанием и сильной кислотой. На практике часто применяются следующие буферные смеси: СН3СООН СН3СООNa — ацетатный буфер; Н2СО3 NaHCO3 — бикарбонатный буфер; NH4OH NH4Cl — аммиачный буфер; КН2PO4 Na2HPO4 — фосфатный буфер; Pt — COOH — белок-кислота; Pt — COONa — белок-соль — белковый буфер (Pt — протеин-белок). Каждая из буферных смесей характеризуется определенной концентрацией водородных ионов, которую буферная система и стремится сохранить при добавлении кислот или щелочей. Рассмотрим, что определяет постоянство рН, например, ацетатной буферной смеси: СН3СООН ⇔ Н+ + СН3СОО–; СН3СООNa ⇒ СН3СОО– + Na+. В ацетатном буферном растворе концентрация водородных ионов будет зависеть от степени диссоциации молекул кислоты. Согласно закону действия масс, константа диссоциации уксусной кислоты будет: откуда При добавлении к слабодиссоциированной уксусной кислоте (К = 1,86·10–5) ее сильнодиссоциированной соли происходит резкое увеличение концентрации общего аниона (СН3СОО–). В соответствии с законом действия масс это вызывает смещение равновесия влево, т. е. приводит к увеличению недиссоциированных молекул кислоты: СН3СООН ⇐ СН3СОО– + Н+. Внимание! Авторские права на книгу "Физическая и коллоидная химия. Лабораторный практикум. Учебное пособие" (Под ред. Белопухова С.Л.) охраняются законодательством! |
||||||||||||||||||||||
