Pufre sú roztoky, ktoré udržujú svoje pH konštantné, keď sú zriedené alebo pridané malým množstvom silnej kyseliny alebo zásady.

Protolytické tlmiace roztoky sú zmesi elektrolytov obsahujúcich ióny rovnakého názvu.

Existujú dva typy roztokov protolytických pufrov:

1. Kyslé, pozostávajúce zo slabej kyseliny a nadbytku jej konjugovanej zásady (soľ tvorená silnou zásadou a aniónom tejto kyseliny);
2. Zásadité, pozostávajúce zo slabej zásady a nadbytku jej konjugovanej kyseliny (t. j. soli tvorenej silnou kyselinou a katiónom tejto zásady).

Rovnica nárazníkového systému sa vypočíta pomocou Henderson-Hasselbachovho vzorca:

kde pK = -ℓg KD.

C - molárna alebo ekvivalentná koncentrácia elektrolytu (C = V N)

Mechanizmus účinku tlmivých roztokov možno zvážiť na príklade acetátového tlmivého roztoku: CH 3 COOH + CH 3 COONa.

Vysoká koncentrácia acetátových iónov je spôsobená úplnou disociáciou silného elektrolytu - octanu sodného a kyseliny octovej v prítomnosti aniónu s rovnakým názvom existuje v roztoku v takmer neionizovanej forme.

1. Po pridaní malého množstva kyseliny chlorovodíkovej sa ióny H + viažu na konjugovanú bázu CH 3 COO - prítomnú v roztoku do slabého elektrolytu CH 3 COOH.

CH 3 COO‾ + H + ↔ CH 3 COOH

Z rovnice je zrejmé, že silná kyselina HC1 je nahradená ekvivalentným množstvom slabej kyseliny CH3COOH. Množstvo CH 3 COOH sa zvyšuje a podľa riediaceho zákona W. Ostwalda sa stupeň disociácie znižuje. V dôsledku toho sa koncentrácia iónov H + v pufri zvyšuje, ale veľmi mierne, pričom pH zostáva konštantné.

Pri pridávaní kyseliny do pufra sa pH určuje podľa vzorca:

2. Keď sa do tlmivého roztoku pridá malé množstvo alkálie, reaguje s CH 3 COOH. Molekuly kyseliny octovej budú reagovať s hydroxidovými iónmi za vzniku H 2 O a CH 3 COO ‾:

CH 3 COOH + OH ‾ ↔ CH 3 COO‾ + H 2 O

V dôsledku toho je alkália nahradená ekvivalentným množstvom slabo zásaditej soli CH3COONa. Množstvo CH 3 COOH klesá a podľa riediaceho zákona W. Ostwalda sa stupeň disociácie zvyšuje v dôsledku potenciálnej kyslosti zostávajúcich nedisociovaných molekúl CH 3 COOH. V dôsledku toho sa koncentrácia iónov H + prakticky nemení a pH zostáva konštantné.

Pri pridávaní alkálie sa pH určuje podľa vzorca:

3. Pri riedení tlmivého roztoku sa pH tiež nemení, pretože disociačná konštanta a pomer zložiek zostávajú nezmenené.

Teda pH pufra závisí od disociačnej konštanty a koncentračného pomeru zložiek. Čím vyššie sú tieto hodnoty, tým vyššie je pH pufra. Stojí za zmienku, že pH tlmivého roztoku bude najvyššie, keď sa pomer zložiek rovná jednej.

Pufrovacia kapacita je schopnosť tlmiaceho systému pôsobiť proti zmenám pH prostredia.

Kapacita pufra (B) je vyjadrená ako počet molárnych ekvivalentov silnej kyseliny alebo zásady, ktoré sa musia pridať do jedného litra pufra, aby sa pH posunulo o jednu.

kde B je pufrovacia kapacita, n E je množstvo molárneho ekvivalentu silnej kyseliny alebo zásady, pH H je počiatočná hodnota pH (pred pridaním kyseliny alebo zásady), pH K je konečná hodnota pH (po pridaní kyseliny alebo zásady ), ΔpH je zmena pH.

V praxi sa kapacita vyrovnávacej pamäte vypočíta podľa vzorca:

kde V je objem kyseliny alebo zásady, N je ekvivalentná koncentrácia kyseliny alebo zásady, V pufor. - objem tlmivého roztoku, Δ pH - zmena pH.

Kapacita pufra závisí od koncentrácie elektrolytov a pomeru zložiek pufra. Najväčšiu pufrovaciu kapacitu majú roztoky s vyššou koncentráciou zložiek a pomerom zložiek rovným jednotke.

V ľudskom tele fungujú tieto nárazníkové systémy:

1. Bikarbonátový pufor, ktorý je hlavným pufrovacím systémom krvnej plazmy; ide o systém rýchlej odozvy, pretože produkt jeho interakcie s kyselinami CO 2 sa rýchlo vylučuje pľúcami. Okrem plazmy sa tento tlmivý systém nachádza v červených krvinkách, intersticiálnej tekutine a obličkovom tkanive.
2. Hemoglobínový pufor je hlavným pufrovacím systémom erytrocytov, ktorý tvorí asi 75 % celkovej pufrovacej kapacity krvi. Účasť hemoglobínu na regulácii pH krvi je spojená s jeho úlohou pri transporte kyslíka a CO2. Systém hemoglobínového pufra v krvi hrá významnú úlohu vo viacerých fyziologických procesoch súčasne: dýchanie, transport kyslíka v tkanivách a pri udržiavaní konštantného pH v červených krvinkách a napokon v krvi.
3. Fosfátový pufer sa nachádza v krvi aj v bunkovej tekutine iných tkanív, najmä obličiek. V bunkách je zastúpený soľami K2HP04 a KH2PO4 a v krvnej plazme a medzibunkovej tekutine Na2HP04 a NaH2PO4. Funguje hlavne v plazme a zahŕňa: dihydrogenfosforečnanový ión H 2 PO 4 - a hydrogénfosforečnanový ión HPO 4 2-.
4. Proteínový pufor pozostáva z proteínovej kyseliny a jej soli, tvorenej silnou zásadou.

Proteín je amfotérny elektrolyt, a preto vykazuje svoj vlastný tlmivý účinok. Interakcia tlmivých systémov v tele podľa etáp:

1. Počas procesu výmeny plynov v pľúcach sa kyslík dostáva do červených krviniek;

2. Pri pohybe krvi do periférnych častí obehového systému sa uvoľňuje kyslík v ionizovanej forme HbO 2 -. V tomto prípade sa krv mení z arteriálnej na venóznu. Kyslík uvoľnený v tkanivách sa vynakladá na oxidáciu rôznych substrátov, čo vedie k tvorbe CO 2, z ktorého väčšina vstupuje do červených krviniek.

3. V erytrocytoch v prítomnosti karboanhydrázy dochádza významnou rýchlosťou k nasledujúcej reakcii:

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

4. Vzniknuté prebytočné protóny sa viažu na hemoglobinátové ióny, pričom väzbou protónov sa posúva rovnováha reakcie stupňa (3) doprava, v dôsledku čoho sa zvyšuje koncentrácia hydrogénuhličitanových iónov a tie difundujú cez membránu do plazma. V dôsledku protidifúzie iónov, ktoré sa líšia v acidobázických vlastnostiach (chloridový ión je protolyticky neaktívny, hydrouhličitanový ión je v podmienkach tela zásada), dochádza k hydrokarbonátovo-chloridovému posunu. To vysvetľuje kyslejšiu reakciu prostredia v erytrocytoch (pH = 7,25) v porovnaní s plazmou (pH = 7,4).

5. Hydrogénuhličitanové ióny vstupujúce do plazmy neutralizujú prebytočné protóny, ktoré sa tam hromadia v dôsledku metabolických procesov;

6. Výsledný C02 interaguje so zložkami proteínového pufrovacieho systému;

7. Nadbytočné protóny sú neutralizované fosfátovým pufrom:

N + + NPO 4 - ↔ N 2 PO 4 -

8. Po návrate krvi do pľúc sa zvyšuje koncentrácia oxyhemoglobínu (1. stupeň), ktorý reaguje s hydrogénuhličitanovými iónmi, ktoré nedifundovali do plazmy. Výsledný CO 2 sa vylučuje pľúcami. V dôsledku poklesu koncentrácie iónov HCO 3 v tejto časti krvného obehu sa pozoruje ich difúzia do erytrocytov a difúzia chloridových iónov v opačnom smere.

9. Nadbytočné protóny sa hromadia aj v obličkách v dôsledku reakcie:

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

ktorý je neutralizovaný hydrofosfátovými iónmi a amoniakom (amoniakálny pufor):

H+ + NH3 ↔ NH4+

Je potrebné poznamenať, že udržiavanie konštantného pH rôznych kvapalných systémov tela nie je ovplyvnené ani tak nárazníkovými systémami, ako aj fungovaním mnohých orgánov a systémov: pľúc, obličiek, čriev, kože atď.

Priemerné pH ľudskej krvi je 7,4, zmena tejto hodnoty čo i len o jednu desatinu jednotky vedie k závažným poruchám (acidóza alebo alkalóza). Keď hodnota pH klesne mimo rozsah 6,8 - 7,8, zvyčajne to vedie k smrti. Najdôležitejším pufrovacím systémom krvi je uhlík (HCO 3 - / H 2 CO 3), druhým najdôležitejším je fosfát (HPO 2 -4 / H 2 PO -4), určitú úlohu pri udržiavaní pH zohrávajú aj bielkoviny.

Jednou z hlavných vlastností živých organizmov je udržiavanie acidobázickej homeostázy na určitej úrovni. Protolytická homeostáza– stálosť pH biologických tekutín, tkanív a orgánov. To je vyjadrené v pomerne konštantných hodnotách pH biologických médií (krv, sliny, žalúdočná šťava atď.) a schopnosti tela obnoviť normálne hodnoty pH, keď je vystavený protolitom. Podpora systému protolytická homeostáza, zahŕňa nielen fyziologické mechanizmy (pľúcna a renálna kompenzácia), ale aj fyzikálno-chemické: tlmivé pôsobenie, iónovú výmenu a difúziu.

Tlmiace roztoky sa volajú roztoky, ktoré si po zriedení alebo pridaní malého množstva silnej kyseliny alebo zásady zachovávajú rovnakú hodnotu pH. Protolytické tlmiace roztoky sú zmesi elektrolytov obsahujúcich ióny rovnakého názvu.

Existujú hlavne dva typy protolytických tlmivých roztokov:

Kyslé t.j. pozostávajúce zo slabej kyseliny a nadbytku jej konjugovanej zásady (soľ tvorená silnou zásadou a aniónom tejto kyseliny). Napríklad: CH 3 COOH a CH 3 COONa - acetátový pufor

CH 3 COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 COO - nadbytok konjug.

dôvodov

CH 3 COONa → Na + + CH 3 COO -

Tie základné, t.j. pozostávajúci zo slabej zásady a nadbytku jej konjugovanej kyseliny (t.j. soli tvorenej silnou kyselinou a katiónom tejto zásady). Napríklad: NH 4 OH a NH 4 Cl – čpavkový pufor.

NH 3 + H 2 O ↔ OH - + NH 4 + nadbytok

Základňa

konjugovať

NH 4 Cl → Cl - + NH 4 + kyseliny

Rovnica nárazníkového systému sa vypočíta pomocou Henderson-Hasselbachovho vzorca:

pH = pK + ℓg, pOH = pK + ℓg
,

kde pK = -ℓg KD.

C – molárna alebo ekvivalentná koncentrácia elektrolytu (C = V N)

Mechanizmus účinku tlmivých roztokov

Uvažujme to na príklade acetátového pufra: CH 3 COOH + CH 3 COONa

Vysoká koncentrácia acetátových iónov je spôsobená úplnou disociáciou silného elektrolytu - octanu sodného a kyseliny octovej v prítomnosti aniónu s rovnakým názvom existuje v roztoku v takmer neionizovanej forme.

Po pridaní malého množstva kyseliny chlorovodíkovej sa ióny H + viažu na konjugovanú bázu CH 3 COO - prítomnú v roztoku do slabého elektrolytu CH 3 COOH.

CH 3 COO ‾ +H + ↔ CH 3 COOH (1)

Z rovnice (1) je zrejmé, že silná kyselina HC1 je nahradená ekvivalentným množstvom slabej kyseliny CH3COOH. Množstvo CH 3 COOH sa zvyšuje a podľa riediaceho zákona W. Ostwalda sa stupeň disociácie znižuje. V dôsledku toho sa koncentrácia iónov H + v pufri zvyšuje, ale veľmi mierne. pH zostáva konštantné.

Pri pridávaní kyseliny do pufra sa pH určuje podľa vzorca:

pH = pK + ℓg

Keď sa do pufra pridá malé množstvo alkálie, reaguje s CH3COOH. Molekuly kyseliny octovej budú reagovať s hydroxidovými iónmi za vzniku H 2 O a CH 3 COO ‾:

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

V dôsledku toho je alkália nahradená ekvivalentným množstvom slabo zásaditej soli CH3COONa. Množstvo CH 3 COOH klesá a podľa riediaceho zákona W. Ostwalda sa stupeň disociácie zvyšuje v dôsledku potenciálnej kyslosti zostávajúcich nedisociovaných molekúl CH 3 COOH. V dôsledku toho zostáva koncentrácia iónov H+ prakticky nezmenená. pH zostáva konštantné.

Pri pridávaní alkálie sa pH určuje podľa vzorca:

pH = pK + ℓg

Pri riedení pufra sa pH tiež nemení, pretože disociačná konštanta a pomer zložiek zostávajú nezmenené.

Teda pH tlmivého roztoku závisí od: disociačnej konštanty a koncentračného pomeru zložiek. Čím vyššie sú tieto hodnoty, tým vyššie je pH pufra. pH tlmivého roztoku bude najvyššie, keď sa pomer zložiek rovná jednej.

Na kvantitatívnu charakterizáciu vyrovnávacej pamäte sa zavádza pojem vyrovnávacia kapacita.

Klasifikácia tlmivých roztokov

Existujú prírodné a umelé pufrovacie roztoky. Prirodzeným tlmivým roztokom je krv, ktorá obsahuje hydrogénuhličitanové, fosfátové, bielkovinové, hemoglobínové a kyslé tlmiace systémy. Umelým tlmivým roztokom môže byť acetátový tlmivý roztok pozostávajúci z CH3COOH.

Tlmivé roztoky môžu mať kyslú reakciu (pH< 7) или щелочную (рН > 7). .

Nárazové systémy môžu byť štyroch typov:

1) Slabá kyselina a jej anión:

Napríklad: acetátový tlmivý systém

CH 3 COONa a CH 3 COOH, rozsah účinku pH = 3,8 - 5,8.

2) Slabá báza a jej katión:

Napríklad: čpavkový nárazníkový systém

NH 3 a NH 4 Cl, rozsah účinku pH = 8,2 - 10,2.

3) Anióny kyseliny a strednej soli:

Napríklad: uhličitanový nárazníkový systém

Na 2 CO 3 a NaHCO 3, rozsah účinku pH = 9,3 - 11.

4) Zmes dvoch kyslých solí:

Napríklad: fosfátový tlmivý systém

Na2HP04 a NaH2P04, rozsah účinku pH = 7,4 - 8.

Mechanizmus účinku tlmivých roztokov

Poďme pochopiť, na čom sú založené vlastnosti tlmivých roztokov, na príklade tlmivej zmesi kyseliny octovej a octanu sodného.

1) Riedenie vodou

Kyselina octová je slabá kyselina, navyše sa jej disociácia ďalej znižuje v dôsledku prítomnosti octanu sodného (vplyv rovnomenného iónu). tlmivý roztok hydroxid tetraboritan

Predpokladajme, že predmetný roztok sa zriedi vodou 10 alebo 20 krát. Zdá sa, že v dôsledku silného poklesu koncentrácie kyseliny octovej by sa koncentrácia iónov H + mala znížiť, ale to sa nestane, pretože s riedením sa stupeň disociácie kyseliny octovej zvyšuje, pretože koncentrácia octanu sodného, ktorý potláča disociáciu kyseliny octovej v tomto roztoku, klesá. Preto pri zriedení vodou zostane pH prakticky nezmenené.

2) Pridanie silnej kyseliny

Keď sa do tlmivej zmesi pridá malé množstvo silnej kyseliny, ako je kyselina chlorovodíková, dôjde k reakcii:

CH3COONa + HCl = NaCl + CH3COOH.

Ióny H + vstupujúce do roztoku sa budú viazať na molekuly kyseliny octovej s nízkym stupňom disociácie. Koncentrácia iónov H+ sa teda takmer nezvýši a pH roztoku sa prakticky nezmení

Ak sa do čistej vody pridá rovnaké množstvo kyseliny, všetky ióny H + zostanú v roztoku, koncentrácia vodíkových iónov sa mnohonásobne zvýši a pH roztoku sa výrazne zmení. A vodík, ako viete, je najbežnejším chemickým prvkom.

3) Pridanie malého množstva zásady

Alkálie pridané do tlmivej zmesi reagujú s kyselinou octovou:

CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H20.

OH - ióny sú viazané H + iónmi kyseliny octovej do nedisociovaných molekúl vody. Strata týchto iónov sa však dopĺňa v dôsledku disociácie molekúl kyseliny octovej. Teda pH roztoku zostane po pridaní alkálie prakticky nezmenené.

Ak do čistej vody pridáte zásadu, všetky OH - ióny zostanú v roztoku. Koncentrácia OH - iónov sa prudko zvýši, koncentrácia H + iónov sa zodpovedajúcim spôsobom zníži a pH roztoku sa výrazne zmení.

Podobné javy sa pozorujú, keď sa do iných zmesí pufrov pridajú malé množstvá kyselín a zásad.

Mechanizmus účinku pufra (na príklade pufra s amoniakom)

Uvažujme mechanizmus účinku pufrovacieho systému na príklade amoniakového pufrovacieho systému: NH 4 OH (NH 3 x H 2 O) + NH 4 C1.

Hydroxid amónny je slabý elektrolyt, v roztoku čiastočne disociuje na ióny:

NH40H<=>NH4+ + OH -

Po pridaní chloridu amónneho do roztoku hydroxidu amónneho sa soľ ako silný elektrolyt takmer úplne disociuje na ióny NH 4 C1 > NH 4 + + C1 - a potláča disociáciu zásady, ktorej rovnováha sa posúva smerom k reverzná reakcia. Preto C (NH4OH)? C (báza); a C (NH4+) ? C (soľ).

Ak v tlmivom roztoku C (NH 4 OH) = C (NH 4 C1), potom pH = 14 - pKosn. = 14 + log 1,8,10-5 = 9,25.

Schopnosť tlmivých zmesí udržiavať takmer konštantnú hodnotu pH roztoku je založená na skutočnosti, že ich zložky viažu H+ a OH- ióny zavedené do roztoku alebo vytvorené ako výsledok reakcie prebiehajúcej v tomto roztoku. Keď sa do zmesi amoniakového tlmivého roztoku pridá silná kyselina, ióny H+ sa budú viazať na molekuly amoniaku alebo hydroxidu amónneho, a nie zvyšovať koncentráciu iónov H+ a znižovať pH roztoku.

Pri pridávaní alkálií budú OH - ióny viazať ióny NH 4 +, čím sa vytvorí mierne disociovaná zlúčenina, a nie zvýšenie pH roztoku.

Tlmivý účinok zaniká, akonáhle je jedna zo zložiek tlmivého roztoku (konjugovaná báza alebo konjugovaná kyselina) úplne spotrebovaná.

Na kvantitatívnu charakterizáciu schopnosti tlmivého roztoku odolávať vplyvom silných kyselín a zásad sa používa hodnota nazývaná tlmivá kapacita. So zvyšujúcou sa koncentráciou tlmivého roztoku sa zvyšuje jeho schopnosť odolávať zmenám pH pri pridávaní kyselín alebo zásad.

Vlastnosť roztokov udržiavať hodnotu pH v určitých medziach, keď sa pridajú malé množstvá kyseliny alebo zásady, sa nazýva tlmivý účinok. Roztoky, ktoré majú tlmivý účinok, sa nazývajú tlmivé zmesi.

Pre prípad titrácie: kyselina šťaveľová a hydroxid draselný, nakreslite titračnú krivku, uveďte prípad titrácie, skok titrácie, bod ekvivalencie, použité indikátory

Titračný skok: pH = 4-10. Maximálna chyba v % je menšia ako 0,4.

Indikátory - tymolftaleín, fenolftaleín.

Redukčné činidlo, ktoré prvky periodickej tabuľky prvkov môžu byť redukčnými činidlami a prečo?

Redukčné činidlo je látka, ktorá sa pri reakcii vzdáva elektrónov, t.j. oxiduje.

Redukčnými činidlami môžu byť neutrálne atómy, záporne nabité nekovové ióny, kladne nabité ióny kovov v nižšom oxidačnom stave, komplexné ióny a molekuly obsahujúce atómy v strednom oxidačnom stave.

Neutrálne atómy. Typickými redukčnými činidlami sú atómy s 1 až 3 elektrónmi na svojej vonkajšej energetickej úrovni. Do tejto skupiny redukčných činidiel patria kovy, t.j. s-, d- a f-prvky. Nekovy, ako je vodík a uhlík, tiež vykazujú redukčné vlastnosti. Pri chemických reakciách sa vzdávajú elektrónov.

Silné redukčné činidlá sú atómy s nízkym ionizačným potenciálom. Patria sem atómy prvkov prvých dvoch hlavných podskupín periodického systému prvkov D.I. Mendelejev (alkalické kovy a kovy alkalických zemín), ako aj Al, Fe atď.

V hlavných podskupinách periodického systému sa redukčná schopnosť neutrálnych atómov zvyšuje so zväčšujúcim sa polomerom atómov. Takže napríklad v sérii Li - Fr bude slabším redukčným činidlom Li a silným redukčným činidlom bude Fr, čo je vo všeobecnosti najsilnejšie redukčné činidlo zo všetkých prvkov periodickej tabuľky.

Záporne nabité nekovové ióny. Záporne nabité ióny vznikajú pridaním jedného alebo viacerých elektrónov k neutrálnemu nekovovému atómu:

Takže napríklad neutrálne atómy síry a jódu, ktoré majú na svojich vonkajších úrovniach 6 a 7 elektrónov, môžu pridať 2 a 1 elektrón a premeniť sa na záporne nabité ióny.

Záporne nabité ióny sú silné redukčné činidlá, pretože za vhodných podmienok sa môžu vzdať nielen slabo zadržiavaných prebytočných elektrónov, ale aj elektrónov zo svojej vonkajšej úrovne. Navyše, čím aktívnejší je nekov ako oxidačné činidlo, tým je jeho redukčná schopnosť v stave záporného iónu slabšia. A naopak, čím menej aktívny je nekov ako oxidačné činidlo, tým aktívnejší je v stave záporných iónov ako redukčné činidlo.

Redukčná schopnosť záporne nabitých iónov s rovnakým nábojom sa zvyšuje so zvyšujúcim sa polomerom atómu. Preto napríklad v skupine halogénov má ión jódu väčšiu redukčnú schopnosť ako ióny brómu a chlóru, zatiaľ čo fluór vôbec nevykazuje redukčné vlastnosti.

Kladne nabité ióny kovov v najnižšom oxidačnom stave. Kovové ióny v najnižšom oxidačnom stave vznikajú z neutrálnych atómov v dôsledku straty iba časti elektrónov z vonkajšieho obalu. Napríklad atómy cínu, chrómu, železa, medi a céru môžu pri interakcii s inými látkami spočiatku odovzdať minimálny počet elektrónov.

Kovové ióny v nižšom oxidačnom stave môžu vykazovať redukčné vlastnosti, ak sú pre ne možné stavy s vyšším oxidačným stavom.

V rovnici OVR usporiadajte koeficienty pomocou metódy elektronickej rovnováhy. Špecifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

K2Cr207 + 6FeS04 + 7H2S04 = K2S04 + Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + 7H20

1 Cr 2 +6 +3e x 2 Cr 2 +3 oxidačné činidlo

6 Fe +2 - 1е Fe +3 redukčné činidlo

2KMnO4 + 5H2S + 3H2S04 = K2S04 + 2MnS04 + 5S + 8H20

2 Mn +7 + 5е Mn +2 oxidačné činidlo

5 S -2 - 2е S 0 redukčné činidlo

Nárazníkové systémy(tlmiče) sú roztoky, ktoré majú vlastnosť dostatočne, perzistentne a udržiavať konštantnú koncentráciu vodíkových iónov tak pri pridávaní kyselín alebo zásad, ako aj pri riedení.

Pufrové systémy (zmesi alebo roztoky) majú dva hlavné typy zloženia:

a) zo slabej kyseliny a jej soli tvorenej silnou zásadou;

b) zo slabej zásady a jej soli tvorenej silnou kys.

V praxi sa často používajú tieto tlmiace zmesi: acetátový tlmivý roztok CH 3 COOH + CH 3 COONa, hydrogénuhličitanový tlmivý roztok H 2 CO 3 + NaHCO 3, amoniakový tlmivý roztok NH 4 OH + NH 4 Cl, bielkovinový tlmivý roztok bielkovinová kyselina + bielkovinová soľ, fosforečnan pufor NaH2PO4 + Na2HP04

Zmes fosfátového pufra pozostáva z dvoch solí, z ktorých jedna je monokovová soľ a druhá dimetalická soľ kyseliny fosforečnej.

Acetátový pufor.

Uvažujme vyrovnávacím mechanizmom. Keď sa k acetátovému pufru pridá kyselina chlorovodíková, dôjde k interakcii s jednou zo zložiek zmesi (CH3COOH); Z rovnice (a) je silná kyselina nahradená ekvivalentným množstvom slabej kyseliny (v tomto prípade je HCl nahradená CH3COOH). V súlade s Ostwaldovým zákonom riedenia zvýšenie koncentrácie kyseliny octovej znižuje stupeň jej disociácie a v dôsledku toho sa koncentrácia iónov H + v pufri mierne zvyšuje. Keď sa do tlmivého roztoku pridá zásada, mierne sa zmení aj koncentrácia vodíkových iónov a pH. Alkália bude reagovať s ďalšou zložkou pufra (CH3COOH) prostredníctvom neutralizačnej reakcie. V dôsledku toho je pridaná zásada nahradená ekvivalentným množstvom slabo zásaditej soli, ktorá v menšej miere ovplyvňuje reakciu média. Anióny CH3COO® vytvorené počas disociácie tejto soli budú mať určitý inhibičný účinok na disociáciu kyseliny octovej.

Tlmiace roztoky sa v závislosti od ich zloženia delia na 2 hlavné typy: kyslé a zásadité.

Príkladom kyslého tlmivého roztoku je acetátový tlmivý roztok obsahujúci zmes kyseliny octovej a octanu sodného (CH3COOH + CH3COONa). Keď sa k takémuto roztoku pridá kyselina, interaguje so soľou a vytesní ekvivalentné množstvo slabej kyseliny: CH3COONa + HCl ó CH 3 COOH + NaCl. V roztoku namiesto silnej kyseliny vzniká slabá, a preto hodnota pH mierne klesá. Ak sa do tohto tlmivého roztoku pridá zásada, neutralizuje sa slabou kyselinou a v roztoku sa vytvorí ekvivalentné množstvo soli: CH3COOH + NaOH ó CH3COONa + H 2 O. V dôsledku toho sa pH takmer nezvýši. . Na výpočet pH v tlmivom roztoku s použitím acetátového tlmivého roztoku ako príkladu zvážime procesy v ňom prebiehajúce a ich vzájomný vplyv. Octan sodný takmer úplne disociuje na ióny, acetátový ión podlieha hydrolýze, podobne ako ión slabej kyseliny: CH3COONa -> Na + + CH 3 COO ~ CH3COO - + NOH ó CH3COON + OH -. Kyselina octová, tiež zahrnutá v pufri, disociuje len v malom rozsahu: CH3COOH ó CH 3 COO + H -- Slabá disociácia CH3COOH je ešte viac potlačená v prítomnosti CH3COON, preto sa koncentrácia nedisociovanej kyseliny octovej považuje za takmer rovná jeho počiatočnej koncentrácii: [CH3COOH] = c r . Na druhej strane, hydrolýza soli je tiež potlačená prítomnosťou kyseliny v roztoku. Preto môžeme predpokladať, že koncentrácia acetátových iónov v tlmivej zmesi sa prakticky rovná počiatočnej koncentrácii soli bez zohľadnenia koncentrácie acetátových iónov vytvorených v dôsledku disociácie kyseliny: [СН3СОО] = с с . Táto rovnica sa nazýva rovnica tlmivého roztoku (Henderson Hasselbachova rovnica ). Jeho analýza tlmivého roztoku tvoreného slabou kyselinou a jej soľou ukazuje, že koncentrácia vodíkových iónov v tlmivom roztoku je určená disociačnou konštantou slabej kyseliny a pomerom koncentrácií kyseliny a soli. Henderson-Hasselbachova rovnica pre nárazníkové systémy základného typu:

31. Kapacita tlmivých roztokov a faktory, ktoré ju určujú. Krvné pufrovacie systémy. Hydrogénuhličitanový pufor. Fosfátový pufor.

Kapacita vyrovnávacej pamäte(B) je množstvo silnej kyseliny alebo silnej zásady, ktoré sa musí pridať do jedného litra tlmivého roztoku, aby sa zmenilo jeho pH o jednu. Vyjadruje sa v mol/l alebo častejšie v mmol/l a určuje sa podľa vzorca: B = (c V) / d pH Vb, kde B je pufrovacia kapacita; c je koncentrácia silnej kyseliny alebo zásady (mol/l); V je objem pridaného silného elektrolytu (l); V b - objem tlmivého roztoku (l); d pH - zmena pH.

Schopnosť roztokov udržiavať konštantnú hodnotu pH nie je neobmedzená. Tlmivé zmesi možno rozlíšiť podľa sily ich odolnosti voči pôsobeniu kyselín a zásad privádzaných do tlmivého roztoku.

Množstvo kyseliny alebo zásady, ktoré sa musí pridať do 1 litra tlmivého roztoku, aby sa jeho hodnota pH zmenila o jednu, sa nazýva tlmivá kapacita.

Pufrovacia kapacita je teda kvantitatívna miera tlmiaceho účinku roztoku. Tlmivý roztok má maximálnu tlmivú kapacitu pri pH = pK kyseliny alebo zásady tvoriacej zmes s pomerom jej zložiek rovným jednotke. Čím vyššia je počiatočná koncentrácia pufrovacej zmesi, tým vyššia je jej pufrovacia kapacita. Tlmivá kapacita závisí od zloženia tlmivého roztoku, koncentrácie a pomeru zložiek.

Musíte si vedieť vybrať správny nárazníkový systém. Výber je určený požadovaným rozsahom pH. Zóna tlmivého účinku je určená silou kyseliny (zásady) ±1 jednotka.

Pri výbere pufrovacej zmesi je potrebné vziať do úvahy chemickú povahu jej zložiek, pretože látky roztoku, do ktorého sa pridávajú

tlmivého systému, môže vytvárať nerozpustné zlúčeniny a interagovať so zložkami tlmivého systému.