Тема: Протолитические процессы и равновесия. Буферные растворы

Цели изучения: сформировать знания о механизме действия буферных систем, их роли в поддержании кислотно-основного баланса, сформировать ценностное отношение к полученным знаниям для медицинского образования; научиться производить расчеты рН буферных систем; экспериментально определять буферную емкость, готовить буферные растворы; продолжить формирование умений работать с учебной и справочной литературой.

Учебно-целевые вопросы

1. Состав и классификация буферных систем.

2. Механизм действия буферных систем по отношению к кислотам и щелочам.

3. Вывод уравнения Гендерсона–Гассельбаха для расчета значений рН буферных растворов. Факторы, влияющие на значение рН буферных систем.

4. Количественная характеристика (буферная емкость) буферных систем. Факторы, влияющие на величину буферной емкости.

Краткая теоретическая часть

Б уферный раствор – это раствор, содержащий протолитическую равновесную систему, способную поддерживать практически постоянное значение рН при разбавлении или при добавлении небольших количеств кислоты или щелочи.

В протолитических буферных растворах компонентами являются донор и акцептор протонов, представляющие собой сопряжённую кислотно-основную пару. В качестве донора протона выступает слабая кислота или сопряжённая кислота слабого основания. Акцептором протона является анион слабой кислоты или слабое основание. По принадлежности слабого электролита к классу кислот или оснований буферные системы подразделяют на кислотные и основные.

К ислотные буферные системы – это растворы, содержащие слабую кислоту (донор протонов) и сопряженное основание (акцептор про

тонов).

Название буферной системы Состав	Ацетатная	Гидрокарбонатная	Гидрофосфатная
Кислота	СН3СООН	Н2СО3	Н2РО
Сопряженное основание	СН3СОО–	НСО	НРО

О сновные буферные системы – это растворы, содержащие слабое основание (акцептор протонов) и сопряженную кислоту (донор протонов).

Название буферной системы	Основание	Сопряженная кислота
Аммиачная	NH3H2O	NH

М еханизм буферного действия – это протолитическое взаимодействие кислоты и основания с добавляемыми ионами Н⁺ и ОН^–.

Название буферной системы	Основание + Н+	Кислота + ОН–
Ацетатная	СН3СОО– +Н+ ((;(( СН3СООН	СН3СООН+ОН–((;((СН3СОО–+Н2О
Гидрокарбонатная	НСО +Н+ ((;(( Н2СО3	Н2СО3 + ОН– ((;(( НСО +Н2О
Фосфатная	НРО +Н+ ((;(( Н2РО	Н2РО + ОН– ((;(( НРО + Н2О
Аммиачная	NH3H2O + H+ ((;(( NH + H2O	NH + OH– ((;(( NH3H2O

Добавляемые к буферным растворам протоны связываются основаниями в слабые кислоты (сильная кислота замещается эквивалентным количеством слабой кислоты). Диссоциация слабой кислоты подавляется вследствие увеличения ее концентрации (закон разведения Оствальда) и рН практически не меняется.

Добавляемые анионы гидроксила взаимодействуют со слабой кислотой буферной системы, концентрация ее при этом уменьшается, а по закону Оствальда степень диссоциации увеличивается и концентрация ионов водорода восполняется. Образующаяся соль практически не влияет на значение рН.

Защитное действие буферных систем будет сохраняться до тех пор, пока концентрации компонентов буферных систем будут больше концентрации добавляемых ионов. Достаточное буферное действие наблюдается в том случае, если соотношение концентраций компонентов не превышает 10, то есть

а рН = рK_a  1.

Таким образом, буферные растворы поддерживают значение рН в диапазоне от рН = рK_a –1 до рН = рK_a + 1

При разбавлении концентрации компонентов буферного раствора изменяются в равной степени, поэтому соотношение их концентраций, а, следовательно, и значение рН остаются практически неизменными.

Уравнение Гендерсона-Гассельбаха – это уравнение для расчета рН буферных растворов. Приведем вывод этого уравнения на примере аммиачного буферного раствора, состоящего из основания NH₃H₂O и сопряженной кислоты NH .

NH + Н₂О ((;(( NH₃H₂O + Н⁺

, отсюда

В общем виде уравнение можно записать следующим образом

рН = рK_а(ВН⁺) – или

рН = 14 – рK_в +

Кислотные буферные системы	Основные буферные системы
рН = рKа – рН = рKа +	рН = 14 – рKв+ рН = 14 – рKв –

Для количественной характеристики возможности буферных систем сопротивляться изменению рН при добавлении кислот и оснований используется понятие буферной ёмкости.

Б уферная емкость (В) – количество вещества эквивалента кислоты или щелочи, которое нужно добавить к 1 литру буферного раствора, чтобы изменить величину рН на единицу.

Буферная емкость по кислоте (моль/л)	Буферная емкость по основанию (моль/л)
Ва =	Вв =

Буферная емкость зависит от концентраций компонентов в буферном растворе и их соотношения. Чем выше концентрация компонентов, тем большее количество приливаемых кислот и оснований может быть ими связано. Буферная ёмкость достигает максимального значения при равенстве концентраций компонентов, причём в этом случае В_а = В_в, а рН = рK_а.

, при [соль] = [кислота] lg 1 = 0, а рН = pK_a.