1 курс / Химия / Буферные растворы

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ

КИСЛОТНО-ОСНОВНОЕ РАВНОВЕСИЕ

Учебное пособие

1

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего образования

«Саратовский государственный медицинский университет имени В.И. Разумовского»

Министерства здравоохранения Российской Федерации

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ. КИСЛОТНО-ОСНОВНОЕ РАВНОВЕСИЕ

Учебное пособие

Издательство

Саратовского государственного медицинского университета

2019

2

УДК 544.362.032.73(075.6)(075.8) ББК 24.5 я73

Б93

Авторы-составители:

Р.Т. Куцемако, Т.О. Рябухова, П.В. Решетов

Буферные растворы. Кислотно-основное равновесие: учеб. пособие / авт.-сост.:

Б93 Р.Т. Куцемако, Т.О. Рябухова, П.В. Решетов; Сарат. гос. мед. ун-т. – Саратов: Изд-во Сарат. гос. мед. ун-та, 2019. – 47 с.

Учебное пособие предназначено для подготовки к выполнению лабораторнопрактической работы по теме: «Буферные растворы. Кислотно-основное равновесие». Вопросы теории и практики сведены в единую форму занятий. Выполнение опытов построено как самостоятельное научное исследование. Последовательность расположения заданий служит установлению логической связи между основными понятиями и раскрытию обобщающих закономерностей.

Для студентов по специальностям «лечебное дело», «педиатрия» и «стоматология».

УДК 544.362.032.73(075.6)(075.8) ББК 24.5 я73

Рецензенты:

доктор химических наук, профессор Е.Г. Кулапина; доктор медицинских наук, профессор В.Б. Бородулин

Одобрено к изданию ЦКМС СГМУ Текст печатается в авторской редакции

© Куцемако Р.Т., Рябухова Т.О., Решетов П.В., 2019

© Саратовский государственный медицинский университет, 2019

3

ВВЕДЕНИЕ

Для живых организмов характерно поддержание кислотно-основного гомеостаза на определенном уровне. Это находит выражение в достаточно постоянных значениях рН биологических сред и способности восстанавливать нормальные значения рН при воздействии кислот и оснований. В процессе метаболизма в организме постоянно происходит синтез, распад и взаимодействие огромного количества химических соединений. Все эти процессы осуществляются при помощи ферментов, активность которых связана с определѐнным значением рН.

Обеспечение постоянства рН крови и других органов и тканей является одним из важнейших условий нормального существования организма. Это обеспечение достигается наличием в организме многочисленных регулирующих систем, важнейшими из которых являются буферные системы.

Последние играют основную роль в поддержании КОР в организме как в условиях физиологии, так и патологии.

Кроме того, материал данной темы необходим для изучения последующих тем предмета (потенциометрия, свойства растворов ВМС и т.д.) и таких дисциплин как биохимия, микробиология, гистология, гигиена, физиология, в

практической деятельности врача при оценке типа и тяжести нарушений КОР.

3

СИЛЬНЫЕ И СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Для усвоения этой темы необходимо рассмотреть понятия: сильные и слабые электролиты, Кд – константа диссоциации, – степень диссоциации,

закон разбавления В. Оствальда, ионное произведение воды, понятие о рН и рОН растворов.

Электролиты – вещества, проводящие электрический ток в растворе и расплаве. Поведение электролитов объяснила теория электролитической диссоциации С. Аррениуса (1887 г.). Состояние в растворе сильных электролитов было объяснено теорией П. Дебая и Э. Хюккеля (1923 г.). Для количественной характеристики диссоциации электролитов применяют две величины: константу (Кд) диссоциации и степень диссоциации α.

Сильные электролиты диссоциируют в разбавленных раствора нацело. В

растворах слабых электролитов существует равновесие между ионами и молекулами. Важной характеристикой электролитов служит степень диссоциации α:

,

где n – число продиссоциировавших молекул, N – общее число молекул электролита. Степень диссоциации зависит от природы электролита,

природы растворителя, концентрации раствора и температуры, измеряется в процентах или в долях единицы,

По величине степени диссоциации электролиты делятся на слабые и сильные. Для сильных электролитов, к которым относятся некоторые минеральные кислоты и щелочи, большинство солей, > 30 %. К слабым относят некоторые минеральные кислоты (HNO2, HCN, H2SO3), большинство оснований, практически все органические кислоты.

Важнейшей характеристикой слабого электролита служит константа диссоциации ( ). Рассмотрим равновесную реакцию диссоциации слабой кислоты НАn:

4

Константа равновесия Кс этой реакции и есть константа диссоциации кислоты, которая обозначается (нижний индекс а от англ. аcid – кислота)

и имеет вид:

=

это отношение произведения концентрации диссоциированных ионов к концентрации непродиссоциированных молекул. показывает во сколько раз скорость диссоциации больше скорости ассоциации.

зависит от природы электролита и растворителя, температуры и не зависит от концентрации.

Если выразить равновесные концентрации через концентрацию слабого электролита С и его степень диссоциации α, то получим

Это соотношение называют законом разбавления Оствальда. Его можно сформулировать следующим образом:

степень диссоциации слабого электролита возрастает с разбавлением

раствора.

Для очень слабых электролитов при α << 1 это уравнение упрощается:

KД C 2 .

Это позволяет заключить, что при бесконечном разбавлении степень диссоциации стремится к единице.

Рассмотрим диссоциацию N моль электролита, диссоциирующего на n

ионов. Тогда зависимость изотонического коэффициента () от степени диссоциации можно записать в виде:

5

После преобразования =

Решая уравнение относительно α, получим

Определив экспериментально изотонический коэффициент, можно найти степень диссоциации α в условиях эксперимента. Следует иметь в виду, что в случае сильных электролитов, найденное таким способом значение α выражает лишь «кажущуюся» степень диссоциации, поскольку в растворах сильные электролиты диссоциированы полностью.

ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ. ВОДОРОДНЫЙ И ГИДРОКСИЛЬНЫЙ ПОКАЗАТЕЛИ

Важное значение имеет диссоциация воды, поскольку она участвует в кислотно-основном равновесии растворенных в ней электролитов.

Вода диссоциирует на ионы:

Н2О Н+ + ОН‒.

Ее константа при 298 К (25 оС) равна

При столь малой константе диссоциации концентрация воды остается практически неизменной и равной

Отсюда произведение постоянных величин

const.

6

Численная величина произведения ионов, на которые диссоциирует вода,

называемая ионным произведением воды Кв, равна

В чистой воде или любом водном растворе при постоянной температуре произведение концентраций водород- и гидроксид-ионов есть величина постоянная, называемая ионным произведением воды.

Таким образом, в пределах 15–25 °С ионное произведение воды имеет

Для удобства характеристики кислотности среды было предложено использовать отрицательный логарифм от ионного произведения воды.

Очевидно,

− lg[H+][OH‒] = − lg 1·10‒14;

Отсюда

− lg[H+] + (− lg[OH‒]) = − lg 1·10‒14.

Величину отрицательного логарифма концентрации ионов водорода назвали водородным показателем и обозначили рН, отрицательный логарифм концентрации ионов гидроксила – гидроксильным показателем и обозначили его рОН.

Так как рН = − lg[H+], рОН = − lg[OH‒], тогда

рН + рОН = 14.

Величина рН впервые была введена датским химиком С. Серенсоном. Буква

«р» − начальная от датского слова potenz (степень), «Н» − символ водорода.

7

Вкислых растворах рН < 7, в нейтральных = 7, в щелочных > 7.

Вобычной лабораторной практике рН измеряют с помощью приборов с погрешностью 0,02.

Величины рН и рОН можно рассчитать, используя значения ионного произведения воды. Например, если концентрация ионов водорода в растворе

[Н+] = 0,001 моль/л = 10–3 моль/л; тогда рН = − lg[Н+],

рН = − lg10–3 = 3,

а рОН = 14 − рН = 14 − 3 =11.

КИСЛОТНОСТЬ СЛАБЫХ И СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

По теории Аррениуса кислотами называются электролиты, диссоцирующие в растворах с образованием ионов водорода. А основаниями − электролиты при диссоциации которых образуются гидроксид-ионы.

В 1923 г. И. Бренстэд и Т. Лоури разработали протонную теорию кислот и оснований. По этой теории кислота – это частица, способная отдавать протон

(Н+), а основания – частицы, способные принимать протон. Это позволило расширить и объяснить кислотно-основные свойства многих соединений.

Так, основанием является ион , так как способен присоединять катион

Н+:

,

где – основание, а – кислота.

Согласно этой теории, основание присоединяя Н+, превращается в кислоту,

а кислота, отдавая Н+, превращается в основание. Значит каждой кислоте соответствует сопряженное основание и наоборот.

где – кислота, а – основание.

8

В водных растворах любой слабой кислоты различают общую, активную и

потенциальную (резервную) кислотность.

Общая кислотность всегда соответствует содержанию всех кислот в

растворе, обозначается выражается в моль/л.

Активная кислотность количественно определяется концентрацией свободных гидратированных ионов водорода, выражается в моль/л или единицах рН. Например, если СН+ = 10-7 моль/л, то рН = − lg СН+= − lg 10-7 = 7.

Потенциальная кислотность раствора определяется количеством ионов водорода, содержащихся в недиссоциированных молекулах, но которые смогут еще диссоциировать.

Например, Собщ(СН3СООН) = 0,1N, диссоциирует только 0,01 N кислоты, то Сакт = 0,01N, рН = − lg 10-2 = 2

Спотенц = Собщ − Сакт = 0,1N − 0,01 N = 0,09 N.

Для сильных кислот в разбавленных растворах общая концентрация кислоты и концентрация ионов водорода равны, т.к. сильные электролиты в растворе диссоциируют практически полностью

Собщ = Сакт .

Для слабых кислот или оснований величину СН+(СОН−) и рН (рОН) можно рассчитать, зная степень диссоциации () или константу диссоциации данной кислоты:

при α < 1 имеем

или

Соответственно, для слабых оснований

9