При выполнении химического анализа часто возникает необходимость провести реакцию при неизменном определенном значении рН раствора. В этом случае используют буферные растворы, способные сохранять некоторое время постоянным значение рН при добавлении в раствор сильных кислот (например, HCl), щелочей (например, NaOH) и при разбавлении раствора. Обычно буферный раствор представляет собой смесь слабой кислоты и ее соли (кислотная буферная система с рH < 7), слабого основания и его соли (основная буферная система, c pH > 7), или смеси кислых и средних солей.
Механизм буферного действия рассмотрим на примере ацетатного буфера.
Он основан на смещении положения равновесия реакции диссоциации слабой кислоты:
(2)
В присутствии сильного электролита CH3COONa, полностью диссоциированного в растворе:
равновесие (1) сильно сдвинуто влево, поэтому концентрация недиссоциированных молекул СН3СООН практически равна концентрации кислоты, а концентрация ионов СН 3 СОО - равна концентрации соли:
Для разбавленного раствора константу диссоциации K д в смеси с CH 3 COONa можно выразить через равновесные концентрации кислоты и соли:
, (4)
и после логарифмирования уравнения (4) получаем зависимость рН от концентрации соли и кислоты.
(5)
= –lg K д.
Для уксусной кислоты значение тогда 
Буферный эффект ацетатного буферного раствора связан с тем, что при добавлении к этому раствору сильной кислоты (например, HCl) избыток ионов водорода, возникающий в растворе как результат диссоциации сильной кислоты,
связывается анионом слабой (малодиссоциирующей) уксусной кислоты , так что
При добавлении щелочи (например, NaOH) гидроксид-ионы ОН - нейтрализуются уксусной кислотой с образованием слабого электролита – воды в результате реакции нейтрализации:
В обоих случаях концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов в растворе практически не изменяется, то есть сохраняется исходное значение рН .
Аммиачный буферный раствор представляет смесь гидроксида аммония и хлорида аммония. Для аммиачного буфера зависимость pH определяется уравнением (6):
(6)
Для гидроксида аммония тогда 
.
При добавлении к такому раствору кислоты или щелочи происходит нейтрализация ионов водорода или связывание гидроксид-ионов в слабый электролит – гидроксид аммония (по современным представлениям – в гидрат аммония ):
При этом сохраняется значение рН исходного раствора.
При разведении водой буферные системы сохраняют постоянство рН благодаря сохранению равновесия между кислотой и сопряженным основанием, которое определяется постоянством константы диссоциации слабой кислоты или слабого основания.
Из уравнений следует, что рН буфера не изменится при разбавлении. Однако значительное уменьшение концентрации буферного раствора приведет к увеличению степени диссоциации слабого электролита согласно (2), поэтому рН буфера при сильном разбавлении изменится.
Буферные системы характеризуются двумя параметрами:
1. Значение создаваемого этими растворами рН ;
Значение рН в буферных системах определяется величиной константы диссоциации слабой кислоты или слабого основания: в кислотных буферных системах (слабая кислота + ее соль) –соотношением концентрации слабой кислоты С кисл и ее соли С соли; в основных буферных системах (слабое основание + его соль) – соотношением концентрации слабого основания С осн и его соли С соли.
2. Буферная емкость.
Буферное действие отличающихся по составу буферных смесей неодинаково. Важной величиной, которая характеризует способность буферной системы противодействовать изменению реакции среды (т.е. изменению ее рН ) при добавлении кислот или щелочей, является буферная емкость системы.
Буферной емкостью раствора называют количество молей кислоты или щелочи, которые при прибавлении к одному литру (1 дм 3) буферного раствора изменяют его рН на единицу.
Буферную емкость можно определить экспериментально или рассчитать.
Способность буферных систем поддерживать постоянное значение рН небезгранична, она зависит от качественного состава системы и концентрации компонентов. При добавлении к буферной системе значительных количеств сильной кислоты или сильного основания наблюдается заметное изменение рН .
Величину буферной емкости системы по кислоте или по щелочи рассчитывают по формуле:
где С и V – концентрация и объем добавленной кислоты или щелочи к буферному раствору с объемом V буфера, – изменение pH после добавления кислоты или щелочи.
20. Буферные растворы, природные буферные системы. Расчёт pH буферных систем, буферная ёмкость.
БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ – растворы, концентрация ионов водорода (рН) которых не изменяется от прибавления ограниченных количеств сильной кислоты или щелочи (см. водородный показатель). Б.р. состоят из смеси раствора слабой кислоты и ее соли сильного основания или, наоборот, - слабого основания и его соли сильной кислоты.
Многие природные жидкости обладают буферными свойствами. Примером может служить вода в океане, буферные свойства которой во многом обусловлены растворенным углекислым газом и гидрокарбонат-ионами НСО3–. Источником последних, помимо СО2, являются огромные количества карбоната кальция в виде раковин, меловых и известняковых отложений в океане. Интересно, что фотосинтетическая деятельность планктона – одного из основных поставщиков кислорода в атмосферу, приводит к повышению рН среды. Происходит это в соответствии с принципом Ле Шателье в результате смещения равновесия при поглощении растворенного углекислого газа. Когда в ходе фотосинтеза из раствора удаляется СО2, равновесие смещается вправо и среда становится более щелочной. В клетках организма гидратация СО2 катализируется ферментом карбоангидразой.
Клеточная жидкость, кровь также являются примерами природных буферных растворов. Так, кровь содержит около 0,025 моль/л углекислого газа, причем его содержание у мужчин примерно на 5% выше, чем у женщин. Примерно такая же в крови концентрация гидрокарбонат-ионов (их тоже больше у мужчин).
Расчет рН буферных систем.
для кислотных буферных систем: рН = рК (кислоты) + lg .
Для основных
буферных систем:
рН
=14 – рК
(основания)
– lg
где
рК (кислоты),
рК (основания)
- отрицательный десятичный логарифм
константы электролитической диссоциации
слабой кислоты; слабого основания.
Из
этих уравнений видно, что рН
кислотной (основной) буферной системы
зависит от природы слабого электролита
(рК
(кислоты)
,
рК
(основания)
)
и от соотношения концентраций соли и
кислоты (основания).
Буферная ёмкость раствора - способность раствора сохранять постоянной концентрацию определённых ионов (обычно применяется к ионам H +).
21. Кислоты и основания по Льюису.
Определение Льюиса . Льюис предложил более общее определение: кислота - это вещество, которое акцептирует электронную пару; основание - это вещество, которое предоставляет электронную пару .
Взаимодействие между кислотой и основанием, согласно этому определению, заключается в возникновении ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму:
На основании определений Льюиса все обычные лиганды (NH 3 , CN - , F - , Cl - и др.) можно рассматривать как основания, а все ионы металлов - как кислоты. Степень сродства иона металла к лиганду называют льюисовской кислотностью, а тенденция лиганда образовывать связи с ионом металла называется льюисовской основностью . Силы кислот и оснований Льюиса могут меняться в зависимости от природы партнера.
22. Гетерогенные равновесия. Произведение растворимости.
Равновесие в гетерогенной системе
в системе при условиях возможен переход вещества из одной фазы в другую. Признаком того, что система также находится в равновесии, т. е. не происходит перехода какого-либо компонента из одной фазы в другую, является равенство удельных химических потенциалов данного компонента в рассматриваемых фазах.
Одним из важнейших законов гетерогенного равновесия является правило фаз. Оно оперирует с основными понятиями о компоненте, фазе и числе степеней свободы. Два первых понятия определены выше.
Под термодинамическими степенями свободы подразумеваются независимые параметры системы, находящиеся в термодинамическом равновесии, которые могут принимать произвольные значения в определенном интервале, причем число фаз не изменяется.
Число степеней свободы (вариантность системы) – это число, указывающее, скольким параметрам, характеризующим состояние равновесной системы, можно давать произвольные значения без того, чтобы число фаз в системе изменилось.
Правило фаз: В изолированной равновесной системе число фаз плюс число степеней свободы равно числу компонентов плюс 2
Произведение растворимости (ПР , K sp) - произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости - величина постоянная.
Уравнение Гендерсона-Гассельбаха - математическое выражение, характеризующее возможности буферной системы. 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, Kа. pK= – lgK Д
Количественная структура (состав) буферной системы может быть оценена в виде отношения соль/кислота. Учитывая сказанное, уравнение Гендерсона-Гассельбаха выглядит следующим образом:
pH = pK+ lg
На величину рН и рОН влияют константа диссоциации и соотношения концентраций компонентов.
18. Буферная ѐмкость. Зона буферного действия.
Интервал рН=рКа±1 называетсязоной буферного действия .
Буферная ёмкость(В) выражается количеством моль-эквивалентов сильной кислоты или щелочи, которое следует добавить к одному литру буфера, чтобы сместить рН на единицу.
В – буферная ёмкость,
nЭ– количество моль-эквивалента сильной кислоты или щелочи,
ΔрН – изменение рН.
На практике буферная ёмкость рассчитывается по формуле:
V – объём кислоты или щелочи,
N – эквивалентная концентрация кислоты или щелочи,
V буф - объём буферного раствора,
Δ рН – изменение рН.
Буферная ёмкость зависит от концентрации электролитов и соотношения компонентов буфера .
19. Количественное определение буферной ёмкости.
Количество кислоты или щелочи, которое нужно добавить к 1 л буферного раствора, чтобы значение его pH изменилось на единицу, называют буферной емкостью
Чем выше исходная концентрация буферной смеси, тем выше ее буферная емкость
20. Буферные системы крови: гидрокарбонатная, фосфатная, гемоглобиновая и протеиновая
Гемоглобиновый буфер Составляет 35 % буферной ёмкости.
Главная буферная система эритроцитов, на долю которой приходится около 75% всей буферной ёмкости крови. Гемоглобиновая буферная система крови играет значительную роль в: дыхании, транспорте кислорода в ткани и в поддержании постоянства рН крови.
Она представлена двумя слабыми кислотами – гемоглобином и оксигемоглобином и сопряженными им основаниями – соответственно гемоглобинат- и оксигемоглобинат-ионами:
HHb ↔ H + + Hb -
HHbO 2 ↔ H + HbO 2 -
Фосфатный буфер
Содержится как в крови, так и в клеточной жидкости других тканей, особенно почек. В клетках он представлен солями
К 2 НРО 4 иКН 2 РО 4 , а в плазме крови и в межклеточной жидкости
Na 2 HPO 4 иNaH 2 PO 4 .
Функционирует в основном в плазме и включает: дигидрофосфат ион и гидрофосфат ион
Н 2 РО 4 - иНРО 4 2-
Эта система играет решающую роль в биологических средах – в клетке, в соках пищеварительных желез, в моче.
Бикарбонатный буфер . Он составляет 53 % буферной ёмкости.
Представлен:
Н 2 СО 3 и NaHCO 3
Бикарбонатный буфер представляет собой основную буферную систему плазмы крови; он является системой быстрого реагирования, так как продукт его взаимодействия с кислотами СО 2 – быстро выводится через легкие.
Белковый буфер Составляет 5 % буферной ёмкости.
Он состоит из белка-кислоты и его соли, образованной сильным основанием.
Pt – COOH - белок-кислота
Pt – COONa – белок-соль
1. При образовании в организме сильных кислот они взаимодействуют с солью белка.
НС1 + Pt-COONa ↔ Pt-COOH + NaCl.
2. При увеличении щелочных продуктов они взаимодействуют с Pt-СООН:
NaOH + Pt-COOH ↔ Pt-COONa + H 2 O
Белок – это амфотерный электролит и поэтому проявляет собственное буферное действие.
Буферным раствором или просто буфером называют такой раствор, pH которого не претерпевает значительных изменений при добавлении небольших количеств кислоты либо основания.
Буферные растворы можно подразделить на четыре типа.
Буферные растворы, содержащие сильную кислоту
Всякая сильная кислота, например азотная, может использоваться как буфер с низким значением pH. Сильные кислоты полностью диссоциированы в водных растворах, и поэтому их растворы характеризуются высокой концентрацией ионов гидроксония. Добавление небольшого количества кислоты или основания к сильной кислоте оказывает поэтому лишь незначительное влияние на pH раствора сильной кислоты.
Например, если к 100 см3 раствора азотной кислоты с концентрацией 0,01 моль/дм3 добавить 1 см3 соляной кислоты с концентрацией 0,1 моль/дм3, то уменьшится от 2,00 до 1,96. Изменение pH на 0,04 может считаться пренебрежимо малым. Чтобы проверить указанные выше значения pH раствора до и после добавления соляной кислоты, следует воспользоваться уравнением
Сопоставим теперь указанное пренебрежимо малое уменьшение pH с результатом добавления раствора с концентрацией 0,1 моль/дм3 к 100 см3 чистой воды. В этом случае pH резко уменьшается от 7,00 до 4,00. Очевидно, чистая вода не действует как буферный раствор, поскольку она не поддерживает pH приблизительно на прежнем уровне. Концентрации буферных растворов соответствуют пологим частям кривых титрования, показанных на рис. 8.2. Эти части кривых титрования называются буферными областями. В буферной области значения pH нечувствительны к небольшим изменениям концентрации кислоты или основания.
Буферные растворы, содержащие сильное основание
Всякое сильное основание может использоваться в качестве буфера с высоким значением Добавление к такому буферу небольшого количества кислоты либо основания оказывает пренебрежимо малое влияние на Например, при добавлении раствора соляной кислоты с концентрацией раствора с концентрацией происходит изменение от 12,00 до 11,96. Изменение в этом случае составляет всего 0,04. Проверить этот результат можно с помощью уравнения (6) и соотношения
Буферные растворы, содержащие слабую кислоту
Буферные растворы с устойчивыми значениями в пределах от 4 до 7 можно получить с помощью какой-либо слабой кислоты и одной из ее солей. С этой целью часто пользуются смесью уксусной кислоты и ацетата натрия. Ацетат натрия в водном растворе полностью ионизирован
В отличие от него уксусная кислота ионизирована лишь частично
При добавлении кислоты это равновесие смещается влево, содержание добавленных ионов уменьшается и восстанавливается первоначальное значение Наличие ацетата натрия в буферном растворе обеспечивает большой запас ионов способный компенсировать действие добавляемых порций кислоты.
При добавлении основания оно нейтрализуется ионами гидроксония
Удаление ионов в результате протекания этой реакции приводит к тому, что равновесие (7) смещается вправо. Концентрация ионов и, следовательно, значение раствора остаются постоянными. Наличие уксусной кислоты в буферном растворе обеспечивает большой запас недиссоциированных молекул способных диссоциировать и, таким образом, при необходимости компенсировать добавление порций основания.
Действие буферных растворов можно рассмотреть количественно на основе закона действующих масс. Как было показано в предыдущем разделе, применение этого закона к равновесию диссоциации уксусной кислоты приводит к следующему выражению для константы диссоциации уксусной кислоты:
Логарифмирование этого выражения приводит к следующему результату:
где полные концентрации соответствующих частиц в буферном растворе. Константа диссоциации уксусной кислоты равна табл. 8.1). Это означает, что равновесие диссоциации уксусной кислоты, описываемое
уравнением (7), значительно сдвинуто влево. По этой причине относительный вклад уксусной кислоты в общее количество ионов в буферном растворе невелик. Величина в уравнении (8) почти полностью обусловлена вкладом соли, т.е. ацетата натрия, который полностью диссоциирован на ионы Следовательно,
Поскольку уксусная кислота мало диссоциирована в буферном растворю, концентрация кислоты в равновесной смеси (7) приблизительно совпадает с ее исходной концентрацией в буферном растворе. Это позволяет записать
Подставляя полученные результаты в уравнение (8), получаем
Полученное соотношение называется уравнением Гендерсона для буферного раствора, состоящего из слабой кислоты и ее соли. Его можно использовать для различных вычислений, а именно для вычисления: буферного раствора;
количества кислоты или соли, необходимого для получения буферного раствора с требуемым значением
изменений буферного раствора при добавлении к нему небольших порций кислоты либо основания.
а) Сколько ацетата натрия следует растворить в уксусной кислоты, имеющей концентрацию чтобы получить буферный раствор с
б) Как изменится этого буферного раствора, если к буфера добавить раствора имеющего концентрацию
а) Из уравнения (9) нетрудно найти
По условию и
По данным табл. 8.1 .
Подстановка всех этих значений в полученное уравнение дает
Следовательно,
Это означает, что для получения буферного раствора с следует растворить в уксусной кислоты моль ацетата натрия.
Относительная молярная масса ацетата натрия:
Следовательно, масса моль ацетата натрия составляет
Таким образом, чтобы получить буферный раствор с нужно растворить в уксусной кислоты 1,46 г ацетата натрия.
б) 1 см3 раствора имеющего концентрацию содержит
0,001 моля Он реагирует с образуя Следовательно, концентрация уменьшится на а концентрация возрастет на 0,001 моль/дм3 (небольшим увеличением объема можно пренебречь). Таким образом,
Итак, при добавлении к буферного раствора щелочи должно произойти пренебрежимо малое изменение на величину 0,07.
При рассмотрении буферных растворов, содержащих слабую кислоту, возникает один особый случай. Уравнение Гендерсона показывает, что, когда концентрация соли точно равна концентрации кислоты, буферного раствора совпадает с этой кислоты, т.е.
Например, если 100 см3 раствора с концентрацией 0,1 моль/дм3 добавить к 100 см3 раствора с концентрацией 0,1 моль/дм3, то pH полученного буфера должен быть равен 4,75 при 25 °С.
Буферные растворы, содержащие слабое основание
Буферные растворы с устойчивыми значениями в интервале от 7 до 10 можно получить, смешав какое-либо слабое основание с одной из его солей. Типичным буферным раствором такого типа является раствор аммиака и хлорида аммония. В водном растворе хлорид аммония полностью диссоциирует
Аммиак диссоциирует в воде лишь частично
При добавлении кислоты в этот буферный раствор она нейтрализуется ионами Вследствие этого равновесие (10) смещается вправо. Этот сдвиг поддерживает постоянную концентрацию ионов и, следовательно, постоянный
При добавлении основания равновесие (10) смещается влево, и концентрация ионов ОН поддерживается постоянной. Наличие в буферном растворе хлорида аммония обеспечивает в нем большой запас ионов позволяющий компенсировать влияние добавляемых порций основания.
Уравнение Гендерсона для буферного раствора, содержащего слабое основание и одну из его солей, имеет вид
Применения буферных растворов
Буферные растворы играют важную роль во многих технологических процессах. Они используются, например, при электрохимическом нанесении защитных покрытий, в производстве красителей, фотоматериалов и кожи. Кроме того, буферные растворы широко используются в химическом анализе и для калибровки рН-метров (см. гл. 10).
Многие биологические и другие системы зависят от содержащихся в них буферных растворов, которые поддерживают постоянство pH. Нормальные значения pH для некоторых из таких систем указаны в табл. 8.6. Например, pH крови в организме человека поддерживается в пределах от 7,35 до 7,45, несмотря на то, что содержание диоксида углерода и, следовательно, угольной кислоты в крови может варьировать в широких пределах. Содержащийся в крови буфер представляет собой смесь фосфата, гидрокарбоната и белков. Буферы, состоящие из белков, поддерживают pH слез равным 7,4. В бактериологических исследованиях для поддержания постоянства pH культурных сред, используемых с целью выращивания бактерий, тоже приходится использовать буферные растворы.
Таблица 8.6, Значения pH для некоторых биологических систем и других растворов
В аналитической химии очень часто используют буферные растворы. Буферными называют растворы, рН которых практически не изменяется при добавлении к ним небольших количеств кислот и оснований или при их разбавлении. Буферные растворы могут быть четырех типов.
1. Слабая кислота и ее соль. Например, ацетатный буферный раствор СН 3 СООН + CH 3 COONa.
2. Слабое основание и его соль. Например, аммиачный буферный раствор NH 4 OH + NH 4 C1.
3. Раствор двух кислых солей. Например, фосфатный буферный раствор NaH 2 PO 4 + Na 2 HPO 4 . В этом случае соль NaH 2 PO 4 играет роль слабой кислоты.
4. Аминокислотные и белковые буферные растворы. рН и рОН буферных растворов зависят от величины константы диссоциации кислоты или основания и от соотношения концентраций компонентов. Эта зависимость Выражается уравнениями
pH = pK k – lg C (кислота) (2.6)
рОН = рК 0 - lg С(основание) ,(2.7)
где рК к и рК 0 - показатели константы диссоциации соответствующей кислоты и основания; С(кислота) - концентрация кислоты; С(основание) - концентрация основания; С(соль) - концентрация соли.
При приготовлении буферного раствора с одинаковой концентрацией кислоты (основания) и соли рН или рОН такого раствора численно равняется рК к или рК 0 , так как С(кислота)/С(соль) = 1 или С(основание) / С(соль) = 1. Изменяя соотношение между концентрациями кислоты (основания) и соли, можно получить серию растворов с различной концентрацией ионов водорода, т.е. с различными значениями рН.
На примере ацетатного буферного раствора рассмотрим, на чем основано свойство буферных растворов сохранять постоянным значение рН. Для ацетатного буферного раствора рН можно рассчитать по уравнению (2.6):
рН = рКсн 3 соон – lg С (СН 3 СООН) . (2.8)
При разбавлении водой ацетатного буферного раствора, как видно из уравнения (2.8),соотношение С(СН 3 СООН) / C(CH 3 CОONa) не изменяется, так как концентрации кислоты и соли уменьшаются в одинаковое число раз, а рКсн 3 соон остается постоянной величиной. В результате при разбавлении рН буферного раствора практически не меняется.
Теперь предположим, что приготовлен 1 л ацетатного буферного раствора с одинаковой концентрацией обоих компонентов, равной 0,1 М. Для уксусной кислоты рК = 4,76. Следовательно, согласно уравнению (2.8), рН такого буферного раствора равно следующей величине:
pH = 4,76 – lg0,1/0,1 = 4,76.
Добавим к такому раствору 10 миллимоль соляной кислоты. В результате реакции
CH 3 COONa + HC1 → СН 3 СООН + NaCl
концентрация слабой кислоты увеличивается, а концентрация соли уменьшается. Концентрация уксусной кислоты будет равна 0,1 М + 0,01М = 0,11М, а концентрация соли CH 3 COONa: 0,1M – 0,01М = 0,09М. Тогда рН ацетатного буферного раствора уменьшается на 0,08:
рН = 4,76 – lg(0,11/0,09) =4,76 - 0,079 = 4,68.
При добавлении вместо сильной кислоты такого же количества основания последнее реагирует с уксусной кислотой:
СН 3 СООН + NaOH ↔ CH 3 COONa + Н 2 О.
Концентрация кислоты уменьшается (0,1М - 0,01М = 0,09М), но увеличивается концентрация соли (0,1М + 0,01M = 0,11М). Тогда
рН = 4,76 – lg (0,09/0,11) = 4,76 - 0,09 = 4,67.
При добавлении кислоты или основания концентрации компонентов буферного раствора изменяются незначительно, и после установления равновесия рН изменяется тоже незначительно.
Добавление к 1 л воды 10 миллимоль НСl или NaOH создает концентрацию [Н + ] и [ОН - ], равную 0,01М. В первом случае рН станет равным 2, во втором - 12, т.е. рН изменится на 5 единиц по сравнению с рН чистой воды.
Способность буферных растворов поддерживать рН практически постоянным является ограниченной. Любой буферный раствор практически сохраняет постоянство рН только до прибавления некоторого определенного количества кислоты или щелочи. Способность буферного раствора противодействовать смещению рН измеряется буферной емкостью. Эта величина характеризуется количеством моль Н + или ОН - соответственно сильной кислоты или щелочи, которое необходимо добавить к 1 л буферного раствора, чтобы сместить величину его рН на одну единицу.
Буферные растворы широко применяются в качественном и количественном анализе для создания и поддержания определенного значения рН среды при проведении реакций. Так, ионы Ва 2+ отделяют от ионов Са 2+ и Sr 2+ осаждением дихромат-ионами Cr 2 О 7 2- в присутствии ацетатного буферного раствора. При определении многих катионов металлов С помощью трилона Б методом комплексонометрии используют аммиачный буферный раствор (NH 4 OH + NH 4 Cl).
Буферные растворы или буферные системы обеспечивают постоянство рН биологических жидкостей и тканей. Главными буферными системами в организме являются гидрокарбонатная, гемоглобиновая, фосфатная и белковая. Действие всех буферных систем в организме взаимосвязано. Поступившие извне или образовавшиеся в процессе обмена веществ ионы водорода связываются в слабо диссоциируемые соединения одним из компонентов буферных систем. Однако при некоторых заболеваниях может происходить изменение значения рН крови. Смещение значения рН крови в кислую область от нормальной величины рН 7,4 называется ацидозом, в щелочную область - алкалозом. Ацидоз возникает при тяжелых формах сахарного диабета, длительной физической работе и при воспалительных процессах. При тяжелой почечной или печеночной недостаточности или при нарушении дыхания может возникнуть алкалоз.
ВОПРОСЫ И УПРАЖНЕНИЯ
1. Что такое буферные растворы?
2. Назовите основные типы буферных растворов. Приведите примеры.
3. От чего зависит рН буферных растворов?
4. Почему рН ацетатного буферного раствора не изменяется значительно при добавлении к нему небольших количеств азотной кислоты или гидроксида калия?
5. Будет ли изменяться рН фосфатного буферного раствора при разведении его водой в 10 раз? Дайте объяснение.
6. Вычислите: а) рН фосфатного буферного раствора, состоящего из 16 мл раствора Na 2 HPO 4 с концентрацией 0,1 моль/л и 40 мл раствора NaH 2 PO 4 с концентрацией 0,04 моль/л, если pKH 2 PO - 4 = 6,8; б) как изменится рН этого раствора при добавлении к нему 6 мл раствора НС1 с концентрацией 0,1 моль/л.
Ответ: а) рН = 6,8; б) рН = 6,46; ∆рН = 0,34.
7. Приведите примеры применения буферных растворов в аналитической химии.
8. Что такое: а) ацидоз; б) алкалоз?
