Буферите са разтвори, които поддържат своето pH постоянно, когато се разреждат или добавят с малко количество силна киселина или основа.

Протолитичните буферни разтвори са смеси от електролити, съдържащи йони със същото име.

Има два вида протолитични буферни разтвори:

1. Киселинна, състояща се от слаба киселина и излишък от нейната спрегната основа (сол, образувана от силна основа и анион на тази киселина);
2. Основен, състоящ се от слаба основа и излишък от нейната спрегната киселина (т.е. сол, образувана от силна киселина и катион на тази основа).

Уравнението на буферната система се изчислява с помощта на формулата на Хендерсън-Хаселбах:

където pK = -ℓg K D.

C - моларна или еквивалентна концентрация на електролит (C = V N)

Механизмът на действие на буферните разтвори може да се разгледа на примера на ацетатен буфер: CH 3 COOH + CH 3 COONa.

Високата концентрация на ацетатни йони се дължи на пълната дисоциация на силния електролит - натриев ацетат, а оцетната киселина, в присъствието на едноименния анион, съществува в разтвор в почти нейонизирана форма.

1. Когато се добави малко количество солна киселина, Н + йони се свързват към спрегнатата основа CH 3 COO - присъстваща в разтвора в слабия електролит CH 3 COOH.

CH 3 COO‾ + H + ↔ CH 3 COOH

От уравнението може да се види, че силната киселина HC1 е заменена с еквивалентно количество от слабата киселина CH 3 COOH. Количеството CH 3 COOH се увеличава и според закона за разреждане на W. Ostwald степента на дисоциация намалява. В резултат на това концентрацията на Н + йони в буфера се увеличава, но много слабо, докато pH остава постоянно.

При добавяне на киселина към буфер рН се определя по формулата:

2. Когато към буфера се добави малко количество алкали, той реагира с CH 3 COOH. Молекулите на оцетната киселина ще реагират с хидроксидни йони, за да образуват H 2 O и CH 3 COO ‾:

CH 3 COOH + OH ‾ ↔ CH 3 COO‾ + H 2 O

В резултат на това алкалът се заменя с еквивалентно количество слабо основна сол CH 3 COONa. Количеството CH 3 COOH намалява и, съгласно закона за разреждане на W. Ostwald, степента на дисоциация се увеличава поради потенциалната киселинност на останалите недисоциирани молекули CH 3 COOH. Следователно концентрацията на Н + йони практически не се променя и рН остава постоянно.

При добавяне на алкали pH се определя по формулата:

3. При разреждане на буфера рН също не се променя, т.к константата на дисоциация и съотношението на компонентите остават непроменени.

Така рН на буфера зависи от константата на дисоциация и съотношението на концентрация на компонентите. Колкото по-високи са тези стойности, толкова по-високо е pH на буфера. Струва си да се отбележи, че рН на буфера ще бъде най-голямо, когато съотношението на компонентите е равно на единица.

Буферният капацитет е способността на буферната система да противодейства на промените в pH на околната среда.

Капацитетът на буфера (B) се изразява като броя молеквиваленти силна киселина или основа, които трябва да се добавят към един литър буфер, за да се измести pH с единица.

където B е буферният капацитет, n E е количеството молеквивалент на силна киселина или основа, pH H е началната стойност на pH (преди добавяне на киселина или основа), pH K е крайната стойност на pH (след добавяне на киселина или основа ), ΔpH е промяната в pH .

На практика буферният капацитет се изчислява по формулата:

където V е обемът на киселина или основа, N е еквивалентната концентрация на киселина или основа, V буфер. - обем на буферния разтвор, Δ pH - промяна на pH.

Буферният капацитет зависи от концентрацията на електролитите и съотношението на буферните компоненти. Разтворите с по-висока концентрация на компоненти и съотношение на компонентите, равно на единица, имат най-голям буферен капацитет.

В човешкото тяло работят следните буферни системи:

1. Бикарбонатен буфер, който е основната буферна система на кръвната плазма; това е система с бърза реакция, тъй като продуктът от нейното взаимодействие с CO 2 киселини бързо се елиминира през белите дробове. Освен в плазмата, тази буферна система се намира в червените кръвни клетки, интерстициалната течност и бъбречната тъкан.
2. Хемоглобиновият буфер е основната буферна система на еритроцитите, която съставлява около 75% от общия буферен капацитет на кръвта. Участието на хемоглобина в регулирането на рН на кръвта се свързва с ролята му в транспорта на кислород и CO2. Буферната система на хемоглобина на кръвта играе важна роля в няколко физиологични процеса едновременно: дишане, пренос на кислород в тъканите и поддържане на постоянно рН в червените кръвни клетки и в крайна сметка в кръвта.
3. Фосфатният буфер се намира както в кръвта, така и в клетъчната течност на други тъкани, особено на бъбреците. В клетките той е представен от солите K 2 HPO 4 и KH 2 PO 4, а в кръвната плазма и междуклетъчната течност Na 2 HPO 4 и NaH 2 PO 4. Той функционира главно в плазмата и включва: дихидроген фосфатен йон H 2 PO 4 - и хидроген фосфатен йон HPO 4 2-.
4. Протеиновият буфер се състои от протеинова киселина и нейната сол, образувана от силна основа.

Протеинът е амфотерен електролит и следователно проявява свой собствен буферен ефект. Взаимодействие на буферните системи в тялото по етапи:

1. По време на процеса на газообмен в белите дробове кислородът навлиза в червените кръвни клетки;

2. Докато кръвта се движи към периферните части на кръвоносната система, кислородът се освобождава в йонизирана форма на HbO 2 -. В този случай кръвта преминава от артериална във венозна. Освободеният в тъканите кислород се изразходва за окисляване на различни субстрати, което води до образуването на CO 2, повечето от които навлизат в червените кръвни клетки.

3. В еритроцитите в присъствието на карбоанхидраза следната реакция протича със значителна скорост:

СО 2 + Н 2 О ↔ Н 2 СО 3 ↔ Н + + НСО 3 -

4. Полученият излишък от протони се свързва с хемоглобинатни йони, докато свързването на протони измества равновесието на реакцията на етап (3) надясно, в резултат на което концентрацията на бикарбонатните йони се увеличава и те дифундират през мембраната в плазма. В резултат на насрещната дифузия на йони, които се различават по киселинно-алкални свойства (хлоридният йон е протолитично неактивен; бикарбонатният йон е основа в телесни условия), възниква хидрокарбонатно-хлоридно изместване. Това обяснява по-киселата реакция на околната среда в еритроцитите (рН = 7,25) в сравнение с плазмата (рН = 7,4).

5. Бикарбонатните йони, влизащи в плазмата, неутрализират излишните протони, които се натрупват там, в резултат на метаболитни процеси;

6. Полученият CO 2 взаимодейства с компонентите на протеиновата буферна система;

7. Излишните протони се неутрализират от фосфатен буфер:

N + + NPO 4 - ↔ N 2 PO 4 -

8. След като кръвта се върне в белите дробове, концентрацията на оксихемоглобин се увеличава (етап 1), който реагира с бикарбонатни йони, които не са дифундирали в плазмата. Полученият CO 2 се отделя през белите дробове. В резултат на намаляване на концентрацията на HCO 3 йони в тази част на кръвния поток се наблюдава тяхната дифузия в еритроцитите и дифузия на хлоридни йони в обратна посока.

9. Излишните протони също се натрупват в бъбреците в резултат на реакцията:

СО 2 + Н 2 О ↔ Н 2 СО 3 ↔ Н + + НСО 3 - ,

който се неутрализира от хидрофосфатни йони и амоняк (амонячен буфер):

H + + NH 3 ↔ NH 4 +

Трябва да се отбележи, че поддържането на постоянно рН на различни течни системи на тялото се влияе не толкова от буферните системи, колкото от функционирането на редица органи и системи: бели дробове, бъбреци, черва, кожа и др.

Средното pH на човешката кръв е 7,4; промяната на тази стойност дори с една десета от единицата води до тежки смущения (ацидоза или алкалоза). Когато стойността на pH падне извън диапазона от 6,8 - 7,8, това обикновено води до смърт. Най-важната буферна система на кръвта е въглеродът (HCO 3 - / H 2 CO 3), вторият по важност е фосфатът (HPO 2 -4 / H 2 PO -4), протеините също играят определена роля в поддържането на pH.

Едно от основните свойства на живите организми е поддържането на киселинно-алкална хомеостаза на определено ниво. Протолитична хомеостаза– постоянство на рН на биологични течности, тъкани и органи. Това се изразява в сравнително постоянни стойности на pH на биологичните среди (кръв, слюнка, стомашен сок и др.) И способността на тялото да възстанови нормалните стойности на pH, когато е изложено на протолити. Поддръжка на системата протолитична хомеостаза,включва не само физиологични механизми (белодробна и бъбречна компенсация), но и физикохимични: буферно действие, йонообмен и дифузия.

Буферни разтвориса наречени разтвори, които поддържат същата стойност на pH, когато се разреждат или добавят с малко количество силна киселина или основа.Протолитичните буферни разтвори са смеси от електролити, съдържащи йони със същото име.

Има основно два типа протолитични буферни разтвори:

Киселинни т.е. състоящ се от слаба киселина и излишък от нейната спрегната основа (сол, образувана от силна основа и анион на тази киселина). Например: CH 3 COOH и CH 3 COONa - ацетатен буфер

CH 3 COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 COO - излишък спрегнат

основания

CH 3 COONa → Na + + CH 3 COO -

Основните, т.е. състояща се от слаба основа и излишък от нейната спрегната киселина (т.е. сол, образувана от силна киселина и катион на тази основа). Например: NH 4 OH и NH 4 Cl – амонячен буфер.

NH3 + H2O ↔ OH - + NH4 + излишък

База

конюгат

NH 4 Cl → Cl - + NH 4 + киселини

Уравнението на буферната система се изчислява с помощта на формулата на Хендерсън-Хаселбах:

pH = pK + lg, pOH = pK + lg
,

където pK = -ℓg K D.

C – моларна или еквивалентна концентрация на електролит (C = V N)

Механизъм на действие на буферните разтвори

Нека го разгледаме на примера на ацетатен буфер: CH 3 COOH + CH 3 COONa

Високата концентрация на ацетатни йони се дължи на пълната дисоциация на силния електролит - натриев ацетат, а оцетната киселина, в присъствието на едноименния анион, съществува в разтвор в почти нейонизирана форма.

Когато се добави малко количество солна киселина, Н + йони се свързват към конюгираната основа CH 3 COO - присъстваща в разтвора в слабия електролит CH 3 COOH.

CH 3 COO ‾ +H + ↔ CH 3 COOH (1)

От уравнение (1) става ясно, че силната киселина HC1 е заменена с еквивалентно количество от слабата киселина CH3COOH. Количеството CH 3 COOH се увеличава и според закона за разреждане на W. Ostwald степента на дисоциация намалява. В резултат на това концентрацията на Н + йони в буфера се увеличава, но много слабо. pH остава постоянно.

При добавяне на киселина към буфер рН се определя по формулата:

pH = pK + lg

Когато към буфера се добави малко количество алкали, той реагира с CH 3 COOH. Молекулите на оцетната киселина ще реагират с хидроксидни йони, за да образуват H 2 O и CH 3 COO ‾:

CH 3 COOH + OH ‾ ↔ CH 3 COO ‾ + H 2 O (2)

В резултат на това алкалът се заменя с еквивалентно количество слабо основна сол CH 3 COONa. Количеството CH 3 COOH намалява и, съгласно закона за разреждане на W. Ostwald, степента на дисоциация се увеличава поради потенциалната киселинност на останалите недисоциирани молекули CH 3 COOH. Следователно концентрацията на H + йони остава практически непроменена. pH остава постоянно.

При добавяне на алкали pH се определя по формулата:

pH = pK + lg

При разреждане на буфера рН също не се променя, т.к константата на дисоциация и съотношението на компонентите остават непроменени.

Така рН на буфера зависи от: константата на дисоциация и съотношението на концентрация на компонентите. Колкото по-високи са тези стойности, толкова по-високо е pH на буфера. pH на буфера ще бъде най-голямо, когато съотношението на компонентите е равно на едно.

За количествено характеризиране на буфера се въвежда концепцията буферен капацитет.

Класификация на буферните разтвори

Има естествени и изкуствени буферни разтвори. Естествен буферен разтвор е кръвта, която съдържа бикарбонатни, фосфатни, протеинови, хемоглобинови и киселинни буферни системи. Изкуствен буферен разтвор може да бъде ацетатен буфер, състоящ се от CH3COOH.

Буферните разтвори могат да имат кисела реакция (pH< 7) или щелочную (рН > 7). .

Буферните системи могат да бъдат четири вида:

1) Слаба киселина и нейният анион:

Например: ацетатна буферна система

CH 3 COONa и CH 3 COOH, диапазон на действие pH = 3,8 - 5,8.

2) Слаба основа и нейният катион:

Например: амонячна буферна система

NH 3 и NH 4 Cl, обхват на действие pH = 8,2 - 10,2.

3) Аниони на киселина и средна сол:

Например: карбонатна буферна система

Na 2 CO 3 и NaHCO 3, диапазон на действие pH = 9,3 - 11.

4) Смес от две киселинни соли:

Например: фосфатна буферна система

Na 2 HP0 4 и NaH 2 PO 4, диапазон на действие pH = 7,4 - 8.

Механизъм на действие на буферните разтвори

Нека разберем на какво се основават свойствата на буферните разтвори, използвайки примера на буферна смес от оцетна киселина и натриев ацетат.

1) Разреждане с вода

Оцетната киселина е слаба киселина; освен това нейната дисоциация е допълнително намалена поради наличието на натриев ацетат (влиянието на едноименния йон). буферен разтвор хидроксид тетраборат

Да приемем, че въпросният разтвор е разреден с вода 10 или 20 пъти. Изглежда, че поради силно намаляване на концентрацията на оцетна киселина, концентрацията на Н + йони трябва да намалее, но това не се случва, тъй като с разреждане степента на дисоциация на оцетната киселина се увеличава, тъй като концентрацията на натриев ацетат, който потиска дисоциацията на оцетната киселина в този разтвор, намалява. Следователно, когато се разрежда с вода, pH ще остане практически непроменено.

2) Добавяне на силна киселина

Когато малко количество силна киселина, като солна киселина, се добави към буферната смес, настъпва реакцията:

CH 3 COONa + HCl = NaCl + CH 3 COOH.

H + йони, влизащи в разтвора, ще се свържат в молекули на оцетна киселина с ниска степен на дисоциация. Така концентрацията на Н+ йони почти няма да се увеличи и рН на разтвора практически няма да се промени

Ако същото количество киселина се добави към чиста вода, всички H + йони ще останат в разтвора, концентрацията на водородни йони ще се увеличи многократно и pH на разтвора ще се промени забележимо. А водородът, както знаете, е най-често срещаният химичен елемент.

3) Добавяне на малко количество алкали

Алкалът, добавен към буферната смес, реагира с оцетна киселина:

CH 3 COOH + NaOH = CH 3 COONa + H 2 O.

ОН - йони се свързват от Н + йони на оцетна киселина в недисоциирани водни молекули. Загубата на тези йони обаче се попълва в резултат на дисоциацията на молекулите на оцетната киселина. Така рН на разтвора ще остане практически непроменено след добавяне на алкали.

Ако добавите алкали към чиста вода, всички OH - йони ще останат в разтвора. Концентрацията на ОН - йони ще се увеличи рязко, концентрацията на Н + йони съответно ще намалее и рН на разтвора ще се промени значително.

Подобни явления се наблюдават, когато малки количества киселини и основи се добавят към други буферни смеси.

Механизъм на буферно действие (използвайки примера на амонячен буфер)

Нека разгледаме механизма на действие на буферната система, използвайки примера на буферна система с амоняк: NH 4 OH (NH 3 x H 2 O) + NH 4 C1.

Амониевият хидроксид е слаб електролит, в разтвор той частично се разпада на йони:

NH4OH<=>NH 4 + + OH -

Когато амониев хлорид се добави към разтвор на амониев хидроксид, солта, като силен електролит, почти напълно се дисоциира на йони NH 4 C1 > NH 4 + + C1 - и потиска дисоциацията на основата, чието равновесие се измества към обратна реакция. Следователно C (NH 4 OH)? C (база); и C (NH4+)? С (сол).

Ако в буферен разтвор C (NH 4 OH) = C (NH 4 C1), тогава pH = 14 - pKosn. = 14 + log 1.8.10-5 = 9,25.

Способността на буферните смеси да поддържат почти постоянна стойност на рН на разтвора се основава на факта, че техните компоненти свързват Н+ и ОН- йони, въведени в разтвора или образувани в резултат на протичащата в този разтвор реакция. Когато се добави силна киселина към амонячна буферна смес, Н+ йоните ще се свържат с молекулите на амоняк или амониев хидроксид, вместо да увеличат концентрацията на Н+ йони и да намалят рН на разтвора.

При добавяне на алкали, OH - йони ще свържат NH 4 + йони, образувайки леко дисоциирано съединение, вместо да повишават pH на разтвора.

Буфериращият ефект престава веднага щом един от компонентите на буферния разтвор (конюгирана основа или конюгирана киселина) се изразходва напълно.

За да се характеризира количествено способността на буферния разтвор да устои на влиянието на силни киселини и основи, се използва стойност, наречена буферен капацитет. С увеличаването на концентрацията на буферния разтвор се увеличава способността му да устои на промени в рН, когато се добавят киселини или основи.

Свойството на разтворите да поддържат стойността на pH в определени граници, когато се добавят малки количества киселина или основи, се нарича буферно действие. Разтворите, които имат буферен ефект, се наричат ​​буферни смеси.

За случая на титруване: оксалова киселина и калиев хидроксид, начертайте кривата на титруване, посочете случая на титруване, скок на титруване, точка на еквивалентност, използвани индикатори

Скок на титруване: pH = 4-10. Максималната грешка в % е по-малка от 0,4.

Индикатори - тимолфталеин, фенолфталеин.

Редуктор, кои елементи от периодичната таблица на елементите могат да бъдат редуциращи агенти и защо?

Редуциращият агент е вещество, което отдава електрони по време на реакция, т.е. окислява се.

Редуциращите агенти могат да бъдат неутрални атоми, отрицателно заредени неметални йони, положително заредени метални йони в по-ниска степен на окисление, сложни йони и молекули, съдържащи атоми в междинна степен на окисление.

Неутрални атоми. Типичните редуциращи агенти са атоми, които имат от 1 до 3 електрона във външното си енергийно ниво. Тази група редуциращи агенти включва метали, т.е. s-, d- и f-елементи. Неметалите, като водород и въглерод, също проявяват редуциращи свойства. При химични реакции те отдават електрони.

Силните редуциращи агенти са атоми с нисък йонизационен потенциал. Те включват атоми на елементи от първите две основни подгрупи на периодичната система от елементи D.I. Менделеев (алкални и алкалоземни метали), както и Al, Fe и др.

В основните подгрупи на периодичната система редукционната способност на неутралните атоми нараства с увеличаване на радиуса на атомите. Така например в серията Li - Fr по-слабият редуциращ агент ще бъде Li, а силният редуциращ агент ще бъде Fr, който обикновено е най-силният редуциращ агент от всички елементи на периодичната таблица.

Отрицателно заредени неметални йони. Отрицателно заредените йони се образуват чрез добавяне на един или повече електрони към неутрален неметален атом:

Така например неутралните атоми на сярата и йода, които имат 6 и 7 електрона във външните си нива, могат да добавят съответно 2 и 1 електрон и да се превърнат в отрицателно заредени йони.

Отрицателно заредените йони са силни редуциращи агенти, тъй като при подходящи условия те могат да отделят не само слабо задържани излишни електрони, но и електрони от външното си ниво. Освен това, колкото по-активен е един неметал като окислител, толкова по-слаба е неговата редукционна способност в състояние на отрицателен йон. И обратно, колкото по-малко активен е един неметал като окислител, толкова по-активен е той в състояние на отрицателни йони като редуциращ агент.

Редукционната способност на отрицателно заредените йони със същия заряд нараства с увеличаване на атомния радиус. Следователно, например, в групата на халогените йодният йон има по-голяма редуцираща способност от бромните и хлорните йони, докато флуорът изобщо не проявява редуциращи свойства.

Положително заредени метални йони в най-ниска степен на окисление. Металните йони в най-ниска степен на окисление се образуват от неутрални атоми в резултат на загубата само на част от електроните от външната обвивка. Например атомите на калай, хром, желязо, мед и церий, когато взаимодействат с други вещества, могат първоначално да отделят минимален брой електрони.

Металните йони в по-ниска степен на окисление могат да проявяват редуциращи свойства, ако за тях са възможни състояния с по-висока степен на окисление.

В уравнението на OVR подредете коефициентите, като използвате метода на електронния баланс. Посочете окислителя и редуктора.

K 2 Cr 2 O 7 + 6FeSO 4 + 7H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + 3Fe 2 (SO 4) 3 + 7H 2 O

1 Cr 2 +6 +3e x 2 Cr 2 +3 окислител

6 Fe +2 - 1е Fe +3 редуктор

2KMnO 4 + 5H 2 S + 3H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2MnSO4 + 5S + 8H 2 O

2 Mn +7 + 5е Mn +2 окислител

5 S -2 - 2е S 0 редуктор

Буферни системи(буфери) са разтвори, които имат свойството достатъчно, устойчиво и поддържат постоянна концентрация на водородни йони както при добавяне на киселини или основи, така и по време на разреждане.

Буферните системи (смеси или разтвори) са два основни типа по състав:

а) от слаба киселина и нейната сол, образувана от силна основа;

б) от слаба основа и нейната сол, образувана от силна киселина.

В практиката често се използват следните буферни смеси: ацетатен буфер CH 3 COOH + CH 3 COONa, бикарбонатен буфер H 2 CO 3 + NaHCO 3, амонячен буфер NH 4 OH + NH 4 Cl, протеинов буфер протеинова киселина + протеинова сол, фосфат буфер NaH2PO4 + Na2HPO4

Фосфатната буферна смес се състои от две соли, едната от които е монометална сол, а другата е диметална сол на фосфорната киселина.

Ацетатен буфер.

Нека помислим буферен механизъм. Когато солната киселина се добави към ацетатния буфер, възниква взаимодействие с един от компонентите на сместа (CH3COOH); От уравнение (а) силната киселина се заменя с еквивалентно количество слаба киселина (в този случай HCl се заменя с CH3COOH). В съответствие със закона за разреждане на Оствалд, увеличаването на концентрацията на оцетна киселина намалява степента на нейната дисоциация и в резултат на това концентрацията на Н + йони в буфера леко се увеличава. Когато към буферния разтвор се добави алкал, концентрацията на водородни йони и pH също се променят леко. Алкалът ще реагира с друг компонент на буфера (CH3COOH) чрез реакция на неутрализация. В резултат на това добавената основа се заменя с еквивалентно количество слабо основна сол, което влияе в по-малка степен на реакцията на средата. Анионите CH3COO~, образувани по време на дисоциацията на тази сол, ще имат известен инхибиращ ефект върху дисоциацията на оцетната киселина.

Буферните разтвори в зависимост от състава си се делят на 2 основни вида: киселинни и основни.

Пример за киселинен буфер е ацетатен буферен разтвор, съдържащ смес от оцетна киселина и натриев ацетат (CH3COOH + CH3COONa). Когато към такъв разтвор се добави киселина, тя взаимодейства със солта и измества еквивалентно количество слаба киселина: CH3COONa + HCl — CH 3 COOH + NaCl. В разтвора вместо силна киселина се образува слаба и следователно стойността на рН леко намалява. Ако към този буферен разтвор се добави алкал, той се неутрализира от слаба киселина и в разтвора се образува еквивалентно количество сол: CH3COOH + NaOH — CH3COONa + H 2 O. В резултат на това pH почти не се повишава . За да изчислим рН в буферен разтвор, използвайки ацетатен буфер като пример, ще разгледаме процесите, протичащи в него, и тяхното влияние един върху друг. Натриевият ацетат почти напълно се дисоциира на йони, ацетатният йон претърпява хидролиза, като йон на слаба киселина: CH3COONa -> Na + + CH 3 COO ~ CH3COO - + NOH — CH3COON + OH - . Оцетната киселина, също включена в буфера, се дисоциира само в малка степен: CH3COOH — CH3COO + H -- Слабата дисоциация на CH3COOH е още по-потисната в присъствието на CH3COON, следователно концентрацията на недисоциирана оцетна киселина се приема за почти равна на първоначалната му концентрация: [CH3COOH] = c r . От друга страна, хидролизата на солта също се потиска от наличието на киселина в разтвора. Следователно можем да приемем, че концентрацията на ацетатни йони в буферната смес е практически равна на първоначалната концентрация на сол, без да се взема предвид концентрацията на ацетатни йони, образувани в резултат на киселинна дисоциация: [CH3COO] = c c . Това уравнение се нарича уравнение на буферния разтвор (уравнение на Хендерсън Хаселбах). ). Неговият анализ за буферен разтвор, образуван от слаба киселина и нейната сол показва, че концентрацията на водородни йони в буферния разтвор се определя от константата на дисоциация на слабата киселина и съотношението на концентрациите на киселината и солта. Уравнение на Хендерсън-Хаселбах за буферни системи от основен тип:

31. Капацитет на буферните разтвори и фактори, които го определят. Кръвни буферни системи. Хидроген карбонатен буфер. Фосфатен буфер.

Буферен капацитет(B) е количеството силна киселина или силна основа, което трябва да се добави към един литър буферен разтвор, за да се промени pH с единица. Изразява се в mol/l или по-често в mmol/l и се определя по формулата: B = (c V) / d pH Vb, където B е буферният капацитет; c е концентрацията на силна киселина или основа (mol/l); V е обемът на добавения силен електролит (l); V b - обем на буферния разтвор (l); d pH - промяна на pH.

Способността на разтворите да поддържат постоянна стойност на pH не е неограничена. Буферните смеси могат да се разграничат по силата на тяхната устойчивост на действието на киселини и основи, въведени в буферния разтвор.

Количеството киселина или основа, което трябва да се добави към 1 литър буферен разтвор, така че стойността му на pH да се промени с единица, се нарича буферен капацитет.

По този начин буферният капацитет е количествена мярка за буферния ефект на разтвора. Буферният разтвор има максимален буферен капацитет при рН = pK на киселината или основата, образуващи смес със съотношение на нейните компоненти, равно на единица. Колкото по-висока е първоначалната концентрация на буферната смес, толкова по-голям е нейният буферен капацитет. Буферният капацитет зависи от състава на буферния разтвор, концентрацията и съотношението на компонентите.

Трябва да можете да изберете правилната буферна система. Изборът се определя от необходимия диапазон на pH. Буферната зона на действие се определя от силата на киселината (основата) ±1 единица.

При избора на буферна смес е необходимо да се вземе предвид химическата природа на нейните компоненти, тъй като веществата на разтвора, към който се добавят

буферна система, може да образува неразтворими съединения и да взаимодейства с компонентите на буферната система.