Уравнение Гендерсона-Хассельбаха. Буферная емкость
Обновлено: 23.04.2024
1. Объясните, какие растворы называют буферными растворами (буферными системами), какое у них характерное свойство (т. е. как они реагируют на прибавление к ним небольших количеств кислот или оснований?). Какие типы буферных растворов (по составу) вам известны? Приведите примеры и объясните.
2. Рассмотрите работу кислотной буферной системы на примере буфера: HCN – NaCN, CH3COOH - CH3COONa. Дать подробное объяснение тому, как нейтрализуются ионы Н + и ОН - , указать,какие компоненты буфера это осуществляют.
3. Основный буфер, его состав, механизм работы на примере буфера NH4OH – NH4Cl. Приведите формулу для вычисления рОН данного буфера (рОН = рКосн + lg4. Уравнение Гендерсона-Гассельбаха для вычисления рН буферных систем. Какие факторы влияют на величины рН и рОН бурных растворов?
5. Уравнение Гендерсона-Гассельбаха для вычисления рОН буферных систем.
6. Буферная ёмкость буферных систем, как её вычисляют? Какие факторы влияют на буферную ёмкость?
7. Гидрокарбонатная буферная система, её состав, механизм действия (приведите соответствующие уравнения химических реакций).
8. Фосфатная буферная система, её состав, механизм действия (приведите соответствующие уравнения химических реакций).
9. Гемоглобиновая буферная система, её состав, механизм действия (приведите соответствующие уравнения химических реакций).
10. Белковая буферная система, её состав, механизм действия (приведите соответствующие уравнения химических реакций).
11. Кислотно-основное равновесие (КОР). Его основные показатели. Возможные причины и типы его нарушения (ацидоз и алкалоз, их признаки). Первая помощь.
ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА
1. Что изучает раздел физической химии – химическая кинетика.
2. Объясните, что такое скорость химической реакции, что такое средняя скорость реакции, истинная скорость реакции? Приведите соответствующие формулы и дайте пояснения.
3. Факторы, влияющие на скорость реакции: природа вещества, концентрация веществ, температура, давление, агрегатное состояние вещества (реакции гомогенные и гетерогенные и микрогетерогенные).
4. Закон действующих масс как выражение зависимости скорости реакций от концентрации. Его математическое выражение для реакции nА + mВ → . Каков физический смысл константы «k» в приведённом выражении? Что такое кинетическое уравнение реакции?
5. Классификация химических реакций в химической кинетике: реакции простые, сложные (обратимые, параллельные, последовательные, сопряженные и цепные. Приведите примеры.
6. Молекулярность реакций: одномолекулярные, двухмолекулярные и трёхмолекулярные. Примеры.
7. Объясните, что такое порядок реакции? Реакции нулевого, первого, второго и третьего порядка. Примеры. Полный и частный порядок реакции.
8. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа, его математическое выражение. В пределах каких температур «работает» правило Вант-Гоффа?
9. Метод активных столкновений Аррениуса. Энергия активации реакций, энергетический профиль реакции (зависимость энергии от реакционного пути).
10. Уравнение Аррениуса связывающее константу скорости реакции с абсолютной температурой. Объясните, что показывает множитель е∙ а?). При комнатной температуре легко проходят реакции, если для них: а) Еа < 50 кДж; б) Еа > 100 кДж?
11. Понятие об активированном комплексе, объясните, почему энергия активации реакций, протекающих через переходное состояние, ниже теоретически рассчитанной? Приведите энергетический профиль реакций и поясните.
12. Объясните, какое явление в химии называют «катализ»? Какие вещества называют «катализаторами»? Какова их роль при протекании химических реакций? Что такое промежуточные соединения в теории Аррениуса, объясняющей действия катализатора?
13. Какие вещества называют промоторами, каталитическими ядами, ингибиторами? Биологические катализаторы – ферменты, их роль в организме человека.
14. Объясните, какой катализ является гомогенным, а какой гетерогенным и почему? Примеры.
15. Объясните, что такое «состояние химического равновесия» при протекании обратимой химической реакции. Какие концентрации называются равновесными концентрациями и почему?
16. Объясните, что такое константа равновесия, как она выражается математически? Зависит ли константа равновесия: а) от начальной концентрации реагирующих веществ, б) от температуры?
17. Принцип Ле Шателье как принцип определения смещения химического равновесия в системе. Его формулировка. Объясните, как влияет изменение температуры, изменение концентрации (давления) реагирующих веществ на состояние равновесия в системе. Объяснить на конкретном примере.
18. Константа равновесия Кс как характеристика глубины протекания реакции в момент достижения состояния равновесия (если Кс > 1 и если Кс < 1, то реакция идёт в направлении …?).
Организация стока поверхностных вод: Наибольшее количество влаги на земном шаре испаряется с поверхности морей и океанов (88‰).
Папиллярные узоры пальцев рук - маркер спортивных способностей: дерматоглифические признаки формируются на 3-5 месяце беременности, не изменяются в течение жизни.
Общие условия выбора системы дренажа: Система дренажа выбирается в зависимости от характера защищаемого.
Опора деревянной одностоечной и способы укрепление угловых опор: Опоры ВЛ - конструкции, предназначенные для поддерживания проводов на необходимой высоте над землей, водой.
© cyberpedia.su 2017-2020 - Не является автором материалов. Исключительное право сохранено за автором текста.
Если вы не хотите, чтобы данный материал был у нас на сайте, перейдите по ссылке: Нарушение авторских прав. Мы поможем в написании вашей работы!
39. Уравнения Гендерсона Гассельбаха для расчёта рН буферных систем (вывод).
Уравнение показывает как зависит кислотно-основное равновесие буферного раствора от свойств компонентов кислотно-основной буферной системы и от количественного соотношения этих компонентов в растворе. Показателем кислотно-основного равновесия в растворе является водородный показатель, pH. Свойство кислоты (её способность распадаться на ионы), как составляющей буферной системы, характеризуется значением константы равновесия, константы диссоциации кислоты, Ka. (или в логарифмической форме pKa = – lgK, в частности, если K = 10 –11 , то pK = 11). Количественая структура (состав) буферной системы может быть оценена в виде отношения соль/кислота (эквиваленты, эквивалентная масса). Учитывая сказанное, уравнение Гендерсона-Гассельбаха выглядит следующим образом:
pH = pKa + lg (соль/кислота).
С помощью этого уравнения можно оценить любую из его переменных, если известны две другие. Например, эквивалентная, или нормальная концентрация HCO3 – и H2CO3 в плазме крови составляет в норме ~26 и 1,3мэкв / л соответственно. Константа диссоциации (слабой) угольной кислоты pK. = 6,1. Для таких данных можно вычислить, что значение pH плазмы крови будет:
pH = 6,1 + lg (26 / 1,3), pH = 7,4.
40. Буферные системы крови.
Бу́ферные систе́мы кро́ви (от англ. buffer, buff — смягчать удар) — физиологические системы и механизмы, обеспечивающие заданные параметры кислотно-основного равновесия в крови [1] . Они являются «первой линией защиты», препятствующей резким перепадам pH внутренней среды живых организмов.
Циркулирующая кровь представляет собой взвесь живых клеток в жидкой среде, химические свойства которой очень важны для их жизнедеятельности. У человека за норму принят диапазон колебаний pH крови 7,37-7,44 со средней величиной 7,4. Буферные системы крови слагаются из буферных систем плазмы и клеток крови и представлены следующими системами:
бикарбона́тная бу́ферная систе́ма;
фосфа́тная бу́ферная систе́ма;
белко́вая бу́ферная систе́ма;
гемоглоби́новая бу́ферная систе́ма.
41. Методы получения коллоидных растворов.
Коллоидной системой (золем) называется гетерогенная система, в которой одна из фаз представлена мелкими частицами, равномерно распределёнными в объёме другой однородной фазы. Это ультрамикрогетерогенные системы, состоящие из частиц дисперсной фазы – совокупности раздробленных частиц, размер которых лежит в пределах 10 -9 м – 10 -5 м, и непрерывной дисперсионной среды, в которой распределены эти частицы.
Для получения коллоидных растворов необходимо:
достичь коллоидной степени дисперсности;
подобрать дисперсионную среду, в которой нерастворимо вещество дисперсный фазы;
подобрать третий компонент – стабилизатор, сообщающий коллоидной системе устойчивость. В качестве стабилизаторов используют вещества, препятствующие агрегации (слипанию) коллоидных частиц в более крупные и выпадению их в осадок (небольшой избыток одного из реагентов, из которых получается вещество дисперсной фазы; ПАВ; белки; полисахариды).
Методы получения коллоидных систем Коллоидные системы занимают промежуточное положение между грубодисперсными и молекулярными системами, поэтому получать их можно либо дроблением более крупных частиц (диспергированием), либо объёдинением молекул или ионов в агрегаты коллоидных размеров (конденсацией) с применением физических и химических методов. ^ 1. Методы диспергирования. 1.1) Физическое диспергирование: а) механическое измельчение с использованием шаровых и коллоидных мельниц; б) электрическое распыление веществ – используют для получения золей металлов; в) диспергирование ультразвуком – используют для получения золей из двух несмешивающихся жидкостей. Чтобы не дать образовавшимся частицам слипаться, все выше описанные способы диспергирования проводят в присутствии дисперсионной среды и стабилизатора. 1.2) Химическое диспергирование (пептизация): перевод в коллоидное состояние свежеприготовленного осадка с помощью пептизатора. 2. Методы конденсации. Методы конденсации связаны с выделением новой фазы из гомогенной системы. 2.1) Физическая конденсация: а) метод замены растворителя; б) метод конденсации из паров. 2.2) Химическая конденсация: любая химическая реакция, в результате которой образуется плохо растворимое соединение (реакция гидролиза, восстановления, окисления, нейтрализации и т.д.).
Уравнение Гендерсона-Хассельбаха. Буферная емкость
Уравнение Гендерсона-Хассельбаха. Буферная емкость
а) Уравнение Гендерсона-Хассельбаха. Как уже обсуждалось ранее, концентрацию ионов Н+ принято выражать не в абсолютных величинах, а в единицах рН. Напомним, что значение рН представляет собой значение -lg ионов Н+.
Аналогичным способом может быть выражена константа диссоциации: рК = -log К.
Следовательно, концентрацию ионов Н+ в уравнении 4 можно выразить в единицах pH через отрицательный логарифм:
Чтобы не производить вычисления с отрицательным логарифмом, можно изменить его знак, поменяв местами числитель и знаменатель дроби согласно правилам логарифмирования. В результате получим:
Для бикарбонатной буферной системы рК равно 6,1, и уравнение выше может быть преобразовано следующим образом:
Последнее уравнение называют уравнением Гендерсона-Хасселъбаха. С его помощью можно рассчитать рН раствора при условии, если известны значения молярной концентрации HCO3 - и PCO2. Из этого уравнения становится очевидным, что увеличение содержания HCO3 - вызывает повышение рН, приводя к алкалозу.
Увеличение PCO2 снижает рН, смещая кислотно-щелочное равновесие в сторону ацидоза. Уравнение Гендерсона-Хассельбаха, дополнительно определяющее признаки нормального состояния рН и кислотно-щелочного равновесия во внеклеточной жидкости, позволяет понять механизмы физиологической регуляции содержания кислот и оснований во внеклеточной жидкости.
Как будет рассмотрено далее, концентрация бикарбонатов регулируется главным образом почками, тогда как PCO2 во внеклеточной жидкости зависит от вентиляции легких. Усиление легочной вентиляции способствует выведению CO2 из плазмы, при снижении показателей вентиляции легких значение PCO2 возрастает. Гомеостаз кислотно-щелочного состояния поддерживается согласованными действиями обеих систем: выделительной и дыхательной. Повреждение одного или обоих регулирующих механизмов приводит к нарушениям, вследствие которых содержание бикарбонатов или PCO2 во внеклеточной жидкости изменяется.
Нарушения, смещающие кислотно-щелочное равновесие путем изменения содержания бикарбонатов во внеклеточной жидкости, называют метаболическими, поэтому ацидоз, вызванный таким изменением, носит название метаболического ацидоза, а алкалоз, первичной причиной которого является увеличение концентрации ионов бикарбоната, называют метаболическим алкалозом. При увеличении PCO2 возникает дыхательный ацидоз, а при снижении — дыхательный алкалоз.
Кривая титрования бикарбонатной буферной системы, отражающая pH внеклеточной жидкости при изменении процентного содержания HCO3 - и CO2 (или H2CO3) в растворе
б) Кривая титрования бикарбонатной буферной системы. На рисунке выше показаны сдвиги рН во внеклеточной жидкости в ответ на изменения содержания HCO3 - и CO2 во внеклеточной жидкости. Когда концентрации двух этих компонентов равны, правая часть уравнения Гендерсона-Хасселъбаха становится логарифмом 1, который равен нулю, поэтому величина рН раствора такая же, как и рК (6,1) бикарбонатной буферной системы. При добавлении к ней основания часть растворенного CO2 преобразуется в HCO3 - , увеличивая значение соотношения HCO3 - к CO2 и, соответственно, рН, что становится очевидным из уравнения Гендерсона-Хассельбаха. Добавленная в раствор кислота связывается HCO3 - , который затем преобразуется в растворенный CO2, что уменьшает соотношение между HCO3 - к CO2 и рН внеклеточной жидкости.
в) Буферная емкость раствора определяется суммарной и относительной концентрацией компонентов буферной системы. Особенность расположения ряда точек, изображенных на кривой титрования рисунке, является вполне объяснимой. Во-первых, при условии, когда доля каждого компонента буферного раствора (HCO3 - и CO2) составляет по 50%, рН и рК равны. Во-вторых, буферная система наиболее эффективно действует в центральной части кривой, где рН приближен к рК системы. Это означает, что изменения рН, возникающие в результате добавления к раствору кислот или оснований, в этом диапазоне значений наименьшие. Деятельность буферной системы остается эффективной при отклонениях значений рН в любую сторону в пределах 1, что расширяет границы деятельности буфера от 5,1 до 7,1 единиц. Вне указанных границ буферная емкость быстро снижается. Когда весь CO2 преобразуется в HCO3 - или, наоборот, когда весь HCO3 - преобразуется в CO2, система полностью теряет емкость.
Абсолютная концентрация компонентов буферной системы также является важным показателем, определяющим буферную емкость. При низкой концентрации компонентов буферной системы добавленные даже в небольшом количестве кислоты и щелочи приводят к значительным изменениям рН.
Редактор: Искандер Милевски. Дата обновления публикации: 18.3.2021
Уравнения Гендерсона – Гассельбаха
Поясним на ацетатном буфере (система 1 типа: слабая кислота и ее анион).
Высокая концентрация ацетат ионов обусловлена полной диссоциацией сильного электролита – ацетата натрия. Если к раствору добавить сильную кислоту (соляную), ацетат ионы будут связывать ионы водорода, образуя слабую (уксусную) кислоту. Если же к раствору добавить сильное основание (гидроксид натрия), молекулы уксусной кислоты будут реагировать с гидроксид ионами с образованием воды и ацетат иона. В обоих случаях низкая концентрация протонов водорода будет оставаться практически постоянной.
Теперь охарактеризуем количественно способность буферной системы поддерживать постоянное значение рН.
Пусть Суксусной кислоты = Сацетата натрия = 0,1 мол/дм 3 . Киониз. Уксуснй кислоты:
К данному буферу добавим 0,05 моль/дм 3 Н + . За счет имеющегося резерва в растворе ацетат ионов большая часть введенных протонов водорода будет нейтрализована: Н + + СН3СОО - = СН3СООН
Если не учитывать разбавления раствора, концентрация уксусной кислоты станет равной 0,15 моль/дм 3 , а концентрация ацетат ионов – 0,05 моль/дм 3 . Подставляем значения в выражение константы диссоциации:Таким образом, в результате добавления соляной кислоты изменение рН буферного раствора составило 0,47. При добавлении такого же количества кислоты к воде величина ее рН изменилась от 7 до 1,3.
Аналогичным образом добавление к буферу небольшого количества гидроксида натрия вызовет лишь незначительное изменение рН по сравнению с тем, что имело бы место для чистой воды.
Следует отметить, что если в буфер добавить сильную кислоту в количестве, превышающем имеющийся в растворе количество ацетат ионов, буферное действие раствора прекратится. Буферы способны противодействовать изменению рН до определенных пределов. Количественной оценкой эффективного действия буфера является буферная емкость.
Буферная емкость (В) – количество эквивалента сильной кислоты (щелочи), которое необходимо добавить к 1 дм 3 буферного раствора, чтобы величина его рН изменилась на единицу.
Буферная емкость зависит от соотношения компонентов смеси, от концентрации их в растворе. С увеличением концентрации увеличивается резерв, с помощью которого удерживается постоянство значения рН. Наибольшая величина буферной емкости достигается при равенстве концентраций обоих компонентов буфера.
Буферные растворы играют жизненно важную роль, поддерживая приблизительно постоянное значение рН во многих процессах, которые протекают в биологических и других системах.
ГИДРОЛИЗ.
Гидролиз лежит в основе многих процессов в химической промышленности. В больших масштабах осуществляется гидролиз древесины. Гидролизная промышленность вырабатывает из непищевого сырья (древесины, соломы, хлопковой шелухи, подсолнечной лузги, кукурузной кочерыжки) ряд ценных продуктов: этанол, белковые дрожжи, глюкозу, фурфурол, метанол, лигнин и др.
В живых организмах протекает гидролиз полисахаридов, белков и других органических соединений.
Гидролиз (греч. hydor – вода, lysis - разрушение) - реакции обменного разложения вещества водой с образованием слабого электролита и с изменением рН. Зависит от концентрации вещества и температуры.
В присутствии ионов сильного электролита гидролиз протекает обратимо. Различат три случая обратимого гидролиза:
Гидролиз – результат поляризационного взаимодействия иона с гидратной оболочкой. Результатом гидролиза является поляризация связи, сопровождающаяся ее разрывом. Чем больше поляризационное действие иона, тем полнее протекает гидролиз.
Гидролиз определяется поляризующим действием иона Рi, зависящим от его заряда и радиуса: Рi,=
Механизм гидролиза по катиону.
1. Катионы d-, p- элементов.
Имеют вакантные внутренние орбитали, поэтому обладают высокой поляризационной способностью.
Чем меньше размеры катиона и больше его заряд, тем сильнее его акцепторная способность, т.е. прочнее связь ОН-Кat, тем сильнее поляризуется связь ОН в координационной молекуле воды, тем слабее удерживается ион водорода. Потенциально возникает свободная орбиталь, связь ОН поляризуется, ослабевает и разрывается, при этом водородная связь между вторичной гидратной оболочкой и ионом водорода превращается в ковалентную по донорно-акцепторному механизму.
Данный механизм справедлив для катионов: меди, железа, хрома алюминия и др. – катионы слабых оснований. Обладают сильно выраженным поляризующим действием.
2. Катионы s – элементов
Катионы щелочных и щелочноземельных металлов: лития, калия, натрия, кальция, стронция, бария - не имеют вакантных орбиталей, поэтому обладают слабым поляризующим действием. Связь ОН не поляризуется в координационных молекулах воды, гидролиз не протекает.
Вычисление рН и рОН буферных систем. Уравнение Гендерсона-Гассельбаха
Каждая из буферных систем характеризуется определенной присущей ей концентрацией ионов Н+ (активной кислотностью), которую система и стремится сохранить на неизменном уровне при добавлении к ней сильной кислоты либо щелочи.
Установим на примере ацетатного буфера факторы, влияющие на величину активной кислотности.
В растворе данной буферной системы происходят следующие реакции электролитической диссоциации:
CH3COOH CH3COO- + H+
CH3COONa > CH3COO- + Na+
(Гидролиз соли, т.е. взаимодействие ацетат-ионов с Н2О
CH3COO- + HOH CH3COOH + OH-
учитывать не будем.)
Таким образом, ионы Н+ образуются только за счет диссоциации некоторого числа молекул уксусной кислоты. Этот процесс является обратимым и количественно характеризуется константой кислотности Kа:
где (или ), и равновесные молярные концентрации ионов Н+, СН3СОО- и непродиссоциированных молекул кислоты.
Из данного уравнения можно выразить или активную кислотность буферной системы:
Кроме уксусной кислоты в растворе присутствует ее соль CH3COONa. Она является сильным электролитом и полностью распадается на ионы. В результате этого концентрация анионов СН3СОО- резко возрастает и согласно принципа Ле-Шателье равновесие реакции диссоциации уксусной кислоты смещается влево, т.е. в сторону образования ее молекул. Причем диссоциация уксусной кислоты в присутствии собственной соли может быть настолько подавленной, что равновесную концентрацию ее нераспавшихся молекул в растворе можно считать равной концентрации СН3СООН, а равновесную концентрацию ацетат-ионов - исходной концентрации соли. В связи с этим выражение, по которому рассчитывается концентрация ионов Н+, можно записать иначе:
где Скислоты и Ссоли - исходные концентрации компонентов буферной системы.
Прологорифмируем полученное уравнение (с учетом того, что логарифм произведения равен сумме логарифмов сомножителей):
и умножим обе его части на -1:
Как было показано нами ранее
В связи с этим запишем уравнение для расчета концентрации ионов Н+ в окончательном виде:
Данное выражение называется иначе уравнением Гендерсона-Гассельбаха. Его можно использовать для вычисления рН любой кислотной буферной системы. Например, для фосфатного буфера уравнение Гендерсона-Гассельбаха запишется следующим образом:
(в данной системе роль слабой кислоты играет анион Н2РО4-, то .
В водных растворах рН и рОН являются сопряженными величинами. Их сумма всегда равна 14, т.е.:
Зная концентрацию ионов Н+ или рН можно вычислить концентрацию гидроксильных ионов или рОН.
Уравнения Гендерсона-Гассельбаха для расчета рОН и рН в оснoвных буферных системах выглядят следующим образом:
где pKb = -lg Kb (основания), Соснования и Ссоли - исходные молярные концентрации компонентов данных буферных систем, т.е. слабого основания и его соли с сильной кислотой.
Из приведенных выше уравнений следует, что рН и рОН буферной системы зависит от константы кислотности или основности слабого электролита, входящего в ее состав и от соотношения концентраций компонентов буфера.
Значение рК для слабого электролита является величиной постоянной, не зависит от концентрации этого электролита в растворе и приводится в соответствующих справочниках. Зная его можно с помощью уравнения Гендерсона-Гассельбаха рассчитать рН буферного раствора, если известен его количественный состав или, наоборот, определить состав раствора (исходные концентрации его компонентов), который будет обеспечивать заданное значение рН.
На практике обычно пользуются готовыми таблицами, в которых указано, в каком соотношении должны быть взяты компоненты для получения буферного раствора с желаемым значением рН.
Если концентрации веществ в буферной системе одинаковые, т.е.
Скислоты = Ссоли или Соснования = Ссоли, то
рН = рKa (для кислотной буферной системы)
pOH = pKb (для оснoвной буферной системы)
Изменяя концентрацию какого-либо компонента можно сместить значение рН в ту или иную сторону для достижения нужной величины.
В буферных системах, используемых на практике, концентрации компонентов не отличаются друг от друга более чем в 10 раз, т.е. их рН не отклоняется больше чем на единицу от величины рK своего слабого электролита. Таким образом, область практических значений рН буферных систем (область буферирования) лежит в интервале pK ± 1.
Если концентрации компонентов буферного раствора различаются более чем в 10 раз, то такой раствор обладает слабым буферным действием и может удерживать неизменным содержание ионов Н+ только при добавлении очень малых количеств сильной кислоты либо щелочи. Это делает неудобным его использование в практических целях.
При разбавлении концентрации обоих компонентов буферных растворов уменьшаются в одинаковое число раз, поэтому их соотношение остается неизменным. Следовательно по уравнению Гендерсона-Гассельбаха величина рН буферного раствора при этом тоже не должна изменяться. При разбавлении в 10-20 раз экспериментальные измерения рН хорошо согласуются с теоретическими расчетами. Однако при большем разбавлении наблюдается небольшое увеличение рН раствора, которое связано с возрастанием степени диссоциации слабого электролита и увеличением константы его диссоциации.
Уравнение Гендерсона-Гассельбаха является приближенным и его не рекомендуется использовать в следующих случаях:
Читайте также: