|
|
ОглавлениеХимическая термодинамика. Термохимия Осмотическое давление растворов Давление пара разбавленных растворов неэлектролитов. Первый закон Рауля Температура кипения и замерзания растворов Свойства растворов сильных электролитов Электрическая проводимость растворов электролитов Электродные потенциалы и электродвижущая сила (ЭДС) Поверхностные явления и адсорбция Коллоидные системы и их свойства. Коагуляция коллоидов Растворы высокомолекулярных соединений и их свойства Для бесплатного чтения доступна только часть главы! Для чтения полной версии необходимо приобрести книгурН. Буферные растворыИсключительно важную роль в биологических процессах играет вода, которая является обязательной составной частью (от 58 до 97%) 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 электролитическую диссоциацию многих растворенных в ней веществ. Вода является слабым электролитом и диссоциирует на катионы водорода и анионы гидроксила: Н2О ⇔ Н+ + ОН– Константа диссоциации выражается уравнением: Учитывая, что степень диссоциации воды очень мала (при температуре 18 °С α = 1,5 × 10–9), поэтому концентрацию недиссоциированных молекул воды можно считать величиной постоянной, то есть К · [H2O] = [H+] · [OH–] = Кw. Постоянная Кw называется ионным произведением воды и при температуре 25 °С эта величина равна 10–14. Концентрация ионов водорода и гидроксила в водных растворах может меняться, но произведение этих ионов остается величиной постоянной, зависящей только от температуры. Реакция среды будет кислой, когда концентрация ионов водорода превышает концентрацию гидроксильных ионов:
Концентрация ионов водорода в биологических жидкостях колеблется в пределах 10–3–10–9 г-ион/л, поэтому биологами был предложен удобный способ выражения концентрации водородных ионов через водородный показатель – рН: рН = – lgаН+, а для разбавленных растворов рН = –lg[Н+]. Водородным показателем – рН – называют величину, численно равную отрицательному десятичному логарифму активности (или концентрации) водородных ионов, выраженную в грамм-ионах на литр. Для чистой воды и нейтральных сред при температуре 25 °С рН = 7; для кислых растворов рН < 7, а для щелочных растворов рН > 7. Логарифмируя ионное произведение воды, получаем: рН + рОН = 14. Постоянство концентрации водородных ионов является одной из существенных констант внутренней среды организмов. Сохранение этого показателя обеспечивается совместным действием ряда физико-химических и физиологических механизмов, из которых очень важную роль играют буферные системы. Буферными системами называют растворы, обладающие свойством достаточно стойко сохранять постоянство концентрации водородных ионов как при добавлении кислот или щелочей, так и при разведении. Буферными растворами являются смеси слабой кислоты и ее солью от сильного основания или слабого основания и его солью от сильной кислоты. На практике часто применяются следующие буферные смеси: а) СН3СООН СН3СООNa – ацетатный буферный раствор; б) КНСО3 К2СО3 – карбонатный буферный раствор в) Н2СО3 NaHСО3 – бикарбонатный буферный раствор; г) NH4OH NH4Cl – аммиачный буферный раствор; д) белок–кислота (Pt–СООН) белок–соль (Pt– СООNa) – белковый буферный раствор (Pt обозначает protein – белок); е) К2НРО4 или Na2HPO4 КН2РО4 или NaH2PO4 – фосфатный буферный раствор. Каждая из буферных систем характеризуется определенной концентрацией водородных ионов, которую она и стремится сохранить при добавлении кислот и щелочей и разбавлении. Так как буферный раствор является смесью кислоты и соли, то концентрация ионов водорода в буферном растворе будет прямо пропорциональна концентрации кислоты и обратно пропорциональна концентрации соли, то есть где Кк – константа электролитической диссоциации кислоты. Это уравнение получило название основного уравнения буферного раствора. После логарифмирования основное уравнение буферного раствора принимает вид: рН = рКк + lg[соли] – lg[кислоты]; где рК – отрицательный десятичный логарифм константы электролитической диссоциации кислоты или основания соответственно (рК = – lgК). Данное уравнение позволяет вычислить рН любого буферного раствора, если известна константа электролитической диссоциации кислоты или основания и концентрации кислоты (основания) и соли, а при одинаковых концентрациях – их объемные соотношения. Предел, в котором проявляется буферное действие, называется буферной емкостью. Численное значение буферной емкости определяется как количество грамм-моль (г-экв) сильной кислоты или сильного основания, которое необходимо прибавить к 1 л буферной смеси, чтобы сместить ее рН на единицу: Величина буферной емкости зависит от концентрации компонентов буферной смеси и соотношения их концентраций. На практике буферную емкость можно определить, используя следующее уравнение: где Б – величина буферной емкости; С1 и V1 – концентрация и объем прибавленных кислоты или основания; V2 – объем буферной смеси; ∆рН – изменение величины рН (∆рН = рН1 – рН0). Для измерения рН растворов в настоящее время используется потенциометрический метод, который является наиболее точным и быстрым. Для измерения рН этим методом необходимо составить гальваническую цепь, состоящую из индикаторного электрода с водородной функцией (водородный, хингидронный, стеклянный) и электрода сравнения (хлорсеребряный, каломельный). Например, стеклянно-хлорсеребряная гальваническая цепь: Ag | AgCl, HCl 0,1 М | стекл. мембр. | Hх+ | KCl, AgCl | Ag где Hх+ – неизвестная концентрация ионов водорода в исследуемом растворе. Решение типовых задач Пример 1. Концентрация ионов водорода в растворе СН+= 0,000065 г-ион/л. Вычислить рН. Решение: [H+] = 0,000065 = 6,5 · 10–5, Внимание! Авторские права на книгу "Физическая и коллоидная химия. Задачи и упражнения. Учебное пособие" (Под ред. Белопухова С.Л.) охраняются законодательством! |
||||||||||||||||||||||
