Кислотно-основные буферные системы и растворы
СОО- СООН
R – СН + Н+ ® R – СН
N+Н3 N+Н3
Количество слабой кислоты при это незначительно увеличивается, а солевой формы белка – эквивалентно уменьшается. Поэтому рН остается практически постоянным.
При добавлении щелочи к этому буферному раствору ионы Н+, связанные в "белке – кислоте", высвобождаются и нейтрализуют добавленные ионы ОН-:
СООН СОО-
R – СН + ОН- ® R – СН + Н2О
N+Н3 NН2
Количество солевой формы белка при этом незначительно увеличивается, а "белка – кислоты" – эквивалентно уменьшается. И поэтому рН практически не изменится.
Таким образом, рассмотренные системы показывают, что буферное действие раствора обусловлено смещением кислотно-основного равновесия за счет связывания добавляемых в раствор ионов Н+ и ОН- в результате реакции этих ионов и компонентов буферной системы с образованием малодиссоциированных продуктов.
В основе расчета рН буферных систем лежит закон действующих масс для кислотно-основного равновесия.
Для буферной системы 1-го типа, например, ацетатной, концентрацию ионов Н+ в растворе легко вычислит, исходя из константы кислотно-основного равновесия уксусной кислоты:
СН3СООН Û СН3СОО- + Н+; (рКа = 4, 8)
|
Ка= |
[ Н+] [ СН3СОО- ] |
(1) |
|
[ СН3СООН] |
Из уравнения (1) следует, что концентрация водород-ионов равна
|
[ Н+] = Ка |
[ СН3СООН ] |
(2) |
|
[ СН3СОО-] |
В присутствии второго компонента буферного раствора – сильного электролита СН3СООNa кислотно-основное равновесие уксусной кислоты СН3СООН сдвинуто влево (принцип Ле Шателье). Поэтому концентрация недиссоциированных молекул СН3СООН практически равна концентрации кислоты, а концентрация ионов СН3СОО- - концентрации соли. В таком случае уравнение (2) принимает следующий вид:
|
[ Н+] = Ка |
с (кислота) |
(3) |
|
с (соль) |
где с (кислота) и с (соль) - равновесные концентрации кислоты и соли. Отсюда получают уравнение Гендерсона–Гассельбаха для буферных систем 1-го типа:
|
рН = рКа + lg |
с (соль) |
(4) |
|
с (кислота) |
В общем случае уравнение Гендерсона–Гассельбаха для буферных систем 1-го типа:
|
рН = рКа + lg |
[сопряженное основание] |
(5) |
|
[ кислота ] |
Для буферной системы 2-го типа, например, аммиачной, концентрацию ионов Н+ в растворе можно рассчитать, исходя из константы кислотно-основного равновесия сопряженной кислоты NH4+:
NH4+ Û NH3 + Н+; рКа = 9, 2;
|
Ка= |
[NH3] [Н+] |
(6) |
|
[NH4+] |
Отсюда получают уравнение Гендерсона–Гассельбаха для буферных систем 2-го типа:
|
рН = рКа + lg |
с (основание) |
(7) |
|
с (соль) |
Уравнение (7) для буферных систем 2-го типа можно представит и в следующем виде:
|
рН = 14 - рКв - lg |
с (соль) |
(8) |
|
с (основание) |
Значения рН буферных растворов других типов также можно рассчитать по уравнениям буферного действия (4), (7), (8).
Например, для фосфатной буферной системы НРО42-/Н2РО4-, относящейся к 3-му типу, рН можно рассчитать по уравнению (4):
|
рН = рКа (Н2РО4-) + lg |
с (НРО42-) |
|
с (Н2РО4-) |
Немного больше о технологиях >>>
Методология науки
«Эксперимент не может подтвердить теорию,он
может лишь опровергнуть ее».
А.Эйнштейн
Во все времена задача науки была неизменна -
изучение мироздания с целью выявления существующих закономерностей, что само по
себе уже предполагает существование таких закономерностей и поз ...
О вращении электрона
Как
известно [1], основанием для введения в физику квантовых постулатов в начале XX
века послужило абсолютное несоответствие результатов ряда фундаментальных
экспериментальных открытий в области микромира устоявшимся воззрениям на
предполагаемые свойства объектов микромира. А и ...
