Сопряженные пары и буферы

Тема- Буферная система как сопряженная протолитическая пара

Сопряженные пары и буферы
Работа добавлена на сайт samzan.ru: 2015-07-05

Закажите работу сегодня со скидкой до 25%

етодические указания для студентов к лабораторному занятию

Тема: «Буферная система как сопряженная протолитическая пара».

  1.  Форма организации учебного процесса: лабораторное занятие.
  2.  Значение изучения темы:

Студентам медикам знания свойств буферных растворов будет необходимо, в первую очередь, для того, чтобы выбрать правильно и приготовить буферную систему для поддержания необходимого значения рН, т.к.

изучение свойств большинства биологически активных веществ возможно лишь в условиях изогидрии.

Это относится в большей степени к различным ферментным системам, поскольку их активность жестко связана с рН среды.

Кроме того, студенты должны иметь представление о механизме буферного действия раствора, т.к. это поможет понять им работу буферных систем крови.

Необходимо подчеркнуть, что работа буферных систем организма тесно связана с функциями дыхательной и выделительной систем. В результате метаболизма в организме часто возникают ацидоз и алкалоз.

Для установления диагноза и лечения больного врач должен знать механизм действия буферных систем.

4. План изучения темы:

4.1. Контроль исходного уровня знаний

(устный опрос, тестовые задания согласно методическим указаниям для внеаудиторной работы студентов по данной теме)

4.2. Основные понятия и положения темы:

Буферный раствор – это система сопряженной кислотно-основной пары, компоненты которой находятся в соотношении 1:1 или один компонент может преобладать над другим в 10 раз.

Силовой характеристикой сопряженной кислотно-основной пары является показатель кислотности рКа. Следовательно, у буфера – та же силовая характеристика. И с учетом определения мы получаем буферное уравнение в общем виде (уравнение Гендерсона-Гассельбаха):

    или

                   (1)

к] и [о] равновесные молярные концентрации соответствующих компонентов буфера (кислоты и сопряженного основания).

В самом деле, если [о] : [к]=1:1,     то        р

Если отношение , ([о] преобладает в 10 раз) то   р

Наконец, если  , ([к] преобладает в 10 раз) то  р Таким образом, каждый буфер, по своему определению, обладает зоной буферного действия: .

Вернемся к составным частям буфера в плане его приготовления.

#  Для кислотного буфера берется слабая кислота, а в качестве источника её сопряженного основания берется соль, содержащая её ион. Например, для ацетатного буфера СН3СООН/СН3СОО− (рКа4,8 при 25℃) в качестве источника основания СН3СОО− берется ацетат натрия СН3СООNa.

Для гидрокарбонатного буфера Н2СО3/НСО3− (рКа6,4 при 25℃) в качестве источника основания НСО3− берется гидрокарбонат натрия NaНСО3. Для фосфатного буфера Н2РО4−/НРО42− (рКа6,8-7,2) в качестве источника основания НРО42− берется соль гидрофосфат натрия Na2НРО4.

Однако для этого буфера в качестве источника кислоты Н2РО4− берется тоже соль дигидрофосфат натрия NaН2РО4. Таким образом, для приготовления фосфатного буфера сливают растворы двух солей.

# Для основного буфера берется слабое основание, а в качестве источника сопряженной ему кислоты берется соль, содержащая его ион. например, для аммиачного буфера  (рКа9,2) в качестве источника кислоты  берется хлорид аммония NH4Cl.

Как правильно выбрать буфер? Как его приготовить по заданному рН? Обратимся к уравнению (1). Для приготовления буфера, который будет надежно защищать как от сильной кислоты, так и от щелочи, выбирают ту сопряженную кислотно-основную пару, рКа которой ближе к заданному рН (следовательно, ΔрН≈0). Тогда соотношение компонентов кислотно-основной пары будет приближаться к единице (а.

Для расчета компонентов буфера уравнение (1) преобразуют таким образом, чтобы равновесные молярные концентрации были выражены через аналитические и объемы:

И, если  С(основания) = С(кислоты), то все упрощается:

 (2)

Число под логарифмом (соотношение объемов компонентов) находим путем антилогарифмирования, обозначив  

,        

откуда    =       (научиться антилогарифмировать!)

Если объем буфера будет задан, то можно рассчитать и объемы каждого компонента отдельно, решая систему двух уравнений с двумя неизвестными:

 #    берется с учетом знака + или −.

 V(o)  + V(к)  =  V(буфера)

Откуда   V(к) =       (3)        

Затем    V(o) = V(буфера) – V(к)

Таким образом, мы вывели общую формулу для расчета объемов компонентов любого буфера.

Антилогарифмирование. Примеры.

  1.  Если (это логарифм). Следовательно,   находится просто по мантиссе (,3) из таблицы.
  2.  Если (это логарифм). Следовательно,   находится
    а) по характеристике (1), которая показывает, в какую степень надо возвести число 10, и б) по мантиссе (,3) из таблицы, которая указывает, какой множитель будет стоять перед числом 10 в найденной степени:
  3.  Если (это логарифм). Логарифм с отрицательной характеристикой (−1) сначала надо преобразовать в «шляпочный»: , а затем антилогарифмировать: характеристика () покажет, в какую отрицательную степень надо возвести число 10, а по мантиссе (,7) найти множитель, используя таблицу.

Следовательно,   

# Можно антилогарифмировать через степенную функцию , где х – это само значение логарифма (состоящее из характеристики и мантиссы). Тогда последний пример решается так:

Механизм действия буфера  можно отобразить схематично в общем виде:

Защита от кислоты: при добавлении сильной кислоты (Н+) в работу вступает оснóвный компонент буфера, связывая протоны водорода в слабую кислоту – компонент буфера. Поэтому рН среды практически не меняется. Защита от кислоты будет продолжаться до тех пор, пока в буфере есть оснóвный компонент. Другими словами, буфер обладает определенной емкостью по кислоте.

Защита от щелочи: при добавлении щелочи (ОН−) в работу вступает кислотный компонент буфера, и, отдавая свои Н+ на ОН−, связывает их в воду, что не может повлиять на рН среды.

 В то же время кислотный компонент буфера превращается в сопряженное основание – компонент буфера. Поэтому рН среды практически не меняется. Защита от щелочи будет продолжаться до тех пор, пока в буфере есть кислотный компонент.

Другими словами, буфер обладает определенной емкостью по основанию.

Механизм действия буфера обычно отражают уравнениями. Но схема записи (1) всегда поможет это сделать. Например, для ацетатного буфера:

 Защита от кислоты:

 +  Н+   →   (в ионном виде)

 +  НCl   → + NaCl  

 Защита от щелочи:

 → НОН +(в ионном виде)

→ НОН +  

Для аммиачного буфера:

 Защита от кислоты:

   (в ионном виде)

  (в молекулярном виде)

 Защита от щелочи:

(в ионном виде)

  (в молекулярном виде)

Буферная емкость – это количество эквивалентов сильного электролита, которое надо прилить к 1 л  буфера, чтобы изменить его рН на единицу.

 , моль/л

На практических занятиях студенты убеждаются, что буферная емкость сыворотки крови по кислоте больше, чем буферная емкость по основанию. О чем это говорит? Это означает, что в крови основные компоненты буфера ( преобладают над кислотными (.

Имеет ли это биологический смысл? Безусловно. В кровь поступает больше продуктов катаболизма кислотного типа (пировиноградная, молочная кислоты). Продуктов основного типа меньше (аммиак, мочевина, креатин и креатинин), и они являются более слабыми основаниями.

Поэтому защищать организм  нужно от кислот.

Превышение содержания основных компонентов буфера в сыворотке крови над кислотными позволило говорить о так называемом «щелочном резерве» организма. Его уменьшение приводит к ацидозам.

Буферные системы плазмы крови: гидрокарбонатная Н2СО3/НСО3− (рКа6,1 при 37℃), фосфатная Н2РО4−/НРО42− (рКа6,8-7,2), протеиновая (HPt/Pt−), аминокислотная (скорее, гистидиновая, т.к. рКа(R-группы гис)6,0; ).

В цельной крови основная буферная емкость (75%) приходится на гемоглобиновую HHb/Hb− (рКа8,2) и оксигемоглобиновую систему HHb∙O2/Hb∙O2− (рКа6,95)  эритроцитов. Все биохимические буферные системы работают сопряженно с физиологическими: легочной и почечной.

Совместное функционирование указанных систем позволяет поддерживать основные параметры кислотно-основного равновесия (КОР) у здорового человека: рН крови 7,36±0,04 и равновесное парциальное давление СО2 40 мм рт.ст.

Уменьшение рН крови при неизменном  определяется как метаболический ацидоз, а при изменении  – как респираторный (дыхательный) ацидоз.

Увеличение рН крови при неизменном  определяется как метаболический алкалоз, а при изменении  – как респираторный (газовый, или дыхательный) алкалоз.

Причины нарушения КОР нетрудно понять, если обратиться к главному буферу сыворотки крови – бикарбонатному.

,

где S – коэффициент растворимости СО2 в крови, равный 0,033 (коэф. Будзена).

Отсюда видно, что метаболический ацидоз характеризуется дефицитом бикарбонатов или избытком нелетучей угольной кислоты. Это бывает при нарушении кровообращения или выделительной функции почек, кислородном голодании (когда активируется анаэробный гликолиз и в кровь поступают кислые продукты, требующие большого расхода бикарбонатов), диабете, диарее (когда теряются бикарбонаты с калом).

Метаболический алкалоз, напротив, характеризуется избытком буферных оснований (в том числе, бикарбонатов) и дефицитом буферных кислот (в том числе, угольной кислоты).

Это бывает при неукротимой рвоте (когда удаляются кислые продукты из желудка), запорах (когда накапливаются щелочные продукты в кишечнике; ведь источником бикарбонат-анионов является поджелудочная железа, протоки которой открываются в 12-перстную кишку), а также при длительном приеме щелочной пищи и минеральной воды, соли которой подвергаются гидролизу по аниону.

Респираторные (газовые, или дыхательные) ацидозы характеризуются пониженной скоростью вентиляции легких по сравнению со скоростью образования метаболического СО2. Это бывает при заболеваниях органов дыхания, гиповентиляции легких, угнетении дыхательного центра некоторыми препаратами, например, барбитуратами.

Респираторные (газовые, или дыхательные) алкалозы характеризуются повышенной скоростью вентиляции легких по сравнению со скоростью образования метаболического СО2. Это бывает при вдыхании разреженного воздуха, гипервентиляции легких, развитии тепловой одышки, чрезмерного возбуждения дыхательного центра вследствие поражения головного мозга.

При ацидозах в качестве экстренной меры используют внутривенное вливание 4 – 8 % гидрокарбоната натрия, а лучше – 11 % лактат натрия. Последний, нейтрализуя кислоты, не выделяет СО2, что повышает его эффективность.

Алкалозы корректируются сложнее, особенно метаболические (связанные с нарушением систем пищеварения и выделения). Иногда используют 5 % раствор аскорбиновой кислоты, нейтрализованный бикарбонатом натрия до рН 6 – 7.

4.3. Самостоятельная работа по теме:

  •  решение ситуационных задач

4.3.1. Значение рН внеклеточной среды 7,4, а внутриклеточной – 6,9. Где больше концентрация Н+ и во сколько раз?

4.3.2. Рассчитать рН буферного раствора, состоящего из 50 мл 0,1э раствора СН3СООН и 100 мл 0,2э СН3СООNa. рКа(СН3СООН/СН3СОО−)=4,8.

4.3.3. Какие объемы компонентов бикарбонатного буфера с одинаковой исходной концентрацией нужно взять, чтобы получить 100 мл буферного раствора с рН 6,0.   при 25℃.

  •  выполнение лабораторной работы (см. список литературы: Лабораторный практикум): Опыт 1. Выбор буферного раствора и его приготовление по заданному значению рН. Опыт 2. Влияние разведения на рН буфера. Опыт 3. Определение буферной емкости крови по кислоте и основанию.

4.4. Итоговый контроль знаний:

– вопросы по теме занятия:

4.4.1. Буферная система с позиций протолитической теории кислот и оснований (понятие). Силовая характеристика буфера, отражающая его природу.

  1.  Основное уравнение буфера (уравнение Гендерсона-Гассельбаха). Его суть.
    1.  От чего зависит рН буферного раствора?
      1.  Каким будет значение рН буферного раствора, если кислота и сопряженная ей основание содержатся в эквимолярных количествах (т.е их равновесные молярные концентрации в буфере одинаковы)?
      2.  Каким будет значение рН буферного раствора при преобладании кислоты или основания?
      3.  Зона буферного действия (понятие).
      4.  Типы буферных растворов с позиций их приготовления (т.е. составляющих частей). Привести примеры каждого типа буфера (название и сокращенная запись).
      5.  Что выполняет роль оснований в кислотном буфере (например, ацетатном)? Что выполняет роль кислоты в основном буфере (например, аммиачном)? Что выполняет роль кислоты и роль основания в солевом буфере (например, фосфатном)?
      6.  Каким буферным уравнением надо пользоваться для приготовления буферного раствора (другими словами, для расчета объемов исходных растворов компонентов с известной аналитической концентрацией)?
      7.  Механизм действия буфера (показывать схематично и с помощью традиционных уравнений реакций на примере ацетатного, фосфатного и аммиачного буфера).
      8.  Буферная емкость (определение и аналитическое выражение). От чего зависит буферная емкость? Принцип метода определения буферной емкости крови. Почему буферная емкость крови по кислоте оказывается больше, чем по основанию (причино-следственная связь)?
      9.  Буферные системы крови. Основной буфер плазмы крови. Как он работает (показать механизм действия схематично и с помощью уравнений реакции)?
      10.  Щелочной резерв организма (понятие). Кислотно-щелочное равновесие (КЩР) (по современной терминологии, – это кислотно-основное  равновесие, КОР) в норме и виды его нарушений. Ацидозы (дыхательный и метаболический) и алкалозы (дыхательный и метаболический), их дифференцировка. Причины нарушений и фармакологическая коррекция.    

– решение ситуационных задач по теме:

  1.  К 25 мл ацетатного буфера с рН 4,3 прибавили 5,0 мл 0,1э HCl, что привело к снижению рН до 3,7. Рассчитать буферную емкость по кислоте.

4.4.15.  Какое нарушение КОР у больного, если рНкрови7,1, а
Каковы причины такого нарушения?

Источник: http://samzan.ru/168898

Определения и терминология

Сопряженные пары и буферы

Химия кислот и основанийКонцентрация ионов водорода и рН

В любом водном растворе молекулы воды обрати­мо диссоциируют на ионы водорода и гидроксид-ные ионы:

H2O ~ H+ + ОН'.

Кинетику этого процесса можно описать с помо­щью константы диссоциации Kw:

Kw= [H+] х [OhT] = I (Г14.

Концентрацию воды в знаменателе этого уравне­ния опускают, поскольку она не имеет существен­ного значения и уже включена в константу. Следо­вательно, если [H+] или [ОН~] известна, можно легко рассчитать концентрацию другого иона.

Пример:если [H+] = КГ8 нмоль/л, тогда [ОН ] = KT1VlO'8= 10~6 нмоль/л.

В норме [H+] артериальной крови составляет 40 нмоль/л (40 X КГ9 моль/л). Проводить расчеты с числами такого порядка крайне неудобно, поэто­му концентрацию ионов водорода принято выра­жать через рН.

рН раствора — это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водоро­да (рис. 30-1). Следовательно, в норме рН артери­альной крови составляет -log (40 X 10~9) = 7,40.

Концентрация ионов водорода от 16 до 160 нмоль/л (рН 6,8-7,8) совместима с жизнью.

Как и большинство других констант диссоциа­ции, Kw зависит от температуры. Если температу­ра составляет 25 0C, то точка электронейтральнос­ти для воды достигается при рН 7,0, если 37 0C — то при рН 6,8. Изменения рН в зависимости от темпе­ратуры имеют важное значение при гипотермии (гл.21).

Рис. 30-1.Взаимосвязь между рР1 и [H+]. В интервале значений рН от 7,1 до 7,5 зависимость между рН и [H+] принимает почти линейный характер. (Из: Narins R. G., Emmett M. Simple and Mixed Acid-base Disorders: A Practical Approach. Medicine, 1980; 59: 161.)

Кислоты и основания

В соответствии с определением Бренстеда-Лоури, кислотой называют донор протона (H+), а основа­нием — акцептор протона. Соответственно, кис­лотность водного раствора отражает концентра­цию РГ. Сильной кислотой является вещество, которое легко и почти необратимо отдает H+ и по­вышает [H+] в растворе.

Сильное основание, на­оборот, активно связывает H+ и снижает [H+]. Сла­бые кислоты обратимо отдают H+, а слабые основания — обратимо связывают H; те и другие оказывают меньшее влияние на [H] в растворе, чем сильные кислоты и основания.

Большинство биологических соединений являются либо слабы­ми основаниями, либо слабыми кислотами.

Для растворов, содержащих слабую кислоту НА, где

НА ~ H+ + А',

константу диссоциации К рассчитывают следую­щим образом:

К – [H+] х [A']/ [НА], или [H+] = К X [HA]/ [A”].

Последнее уравнение, представленное в форме от­рицательного десятичного логарифма, называют уравнением Гендерсона-Хассельбальха:

РН = рК+log ([A-]/[HA]).

Из этого уравнения следует, что рН раствора зави­сит от величины отношения концентрации аниона к концентрации недиссоциированной кислоты.

Сопряженные пары и буферы

В то время как находящаяся в растворе слабая кис­лота НА отдает H+, А~ может действовать как осно­вание, присоединяя H+. Поэтому А” называют со­пряженным основанием для НА. Подобная концепция применима и для слабых оснований. Слабое основание В можно представить следую­щим образом:

в + н+ — вн+.

Тогда BHявляется сопряженной кислотой для В. Буфером является раствор, содержащий сла­бую кислоту и сопряженное с ней основание или слабое основание и сопряженную с ней кислоту (сопряженные пары).

Буферы, легко отдавая или присоединяя ионы водорода, нивелируют измене­ния [H+]. Из уравнения Гендерсона-Хассельбальха следует, что буферы наиболее эффективно компен­сируют изменения рН в растворе, когда рН = рК.

Кроме того, чтобы буфер функционировал эффек­тивно, в растворе должно содержаться значитель­ное количество сопряженных пар.

Клинические нарушения

При описании нарушений кислотно-основного со­стояния и компенсаторных механизмов необходимо использовать точную терминологию (табл. 30-1). Суффикс “оз” отражает патологический процесс, приводящий к изменению рН артериальной крови. Нарушения, которые приводят к снижению рН, на­зывают ацидозом,тогда как состояния, которые вызывают увеличение рН,— алкалозом.

Если пер­вопричиной нарушений является изменение кон­центрации бикарбоната ([HC(V]), то их называют метаболическими. Если же первопричиной нару­шений является изменение PaCO2, то их называют респираторными. Вторичные компенсаторные ре­акции следует обозначать именно как реакции, не используя суффикса “оз”.

Например, можно ска­зать “метаболический ацидоз с респираторной компенсацией”.

В случаях, когда имеется только одно первич­ное нарушение кислотно-основного состояния, его называют простым.Если имеются два или более первичных процесса, то говорят о смешанномна­рушении кислотно-основного состояния.

Суффикс “-емия” применяется для характерис­тики суммарного эффекта всех первичных патоло­гических процессов и компенсаторных физиологи­ческих реакций на рН артериальной крови. Поскольку рН артериальной крови у взрослого че­ловека в норме равно 7,36-7,44, ацидемия означает рН < 7,35, алкалемия — рН > 7,45.

Источник: https://poisk-ru.ru/s39701t1.html

Лекция 4 БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ Буферные системы растворы

Сопряженные пары и буферы

Лекция 4 БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ

Буферные системы (растворы) • Буферными называют системы, р. Н которых практически на изменяется от добавления к ним небольших количеств сильной кислоты или щелочи, а также при разведении.

Кислотно-основные буферные системы и растворы • В водных буферных растворах основными компонентами являются донор и акцептор протонов, представляющие собой сопряженную кислотно-основную пару. В + Н+ ↔ ВН+ основание сопряженная кислота НА ↔ Н+ + А кислота сопряженное основание Сопряженные кислотно-основные пары В/ВН+ и А–/НА называют буферными системами.

Классификация кислотно-основных буферных систем I. Слабая кислота и ее анион А- /НА: • ацетатная буферная система СН 3 СОО/СН 3 СООН в растворе СН 3 СООNa и СН 3 СООН, область действия р. Н 3, 8 – 5, 8. • Водород-карбонатная система НСО 3/Н 2 СО 3 в растворе Na. НСО 3 и Н 2 СО 3, область её действия – р. Н 5, 4 – 7, 4.

II. Слабое основание и его катион В/ВН+: • аммиачная буферная система NH 3/NH 4+ в растворе NH 3 и NH 4 Cl, область ее действия – р. Н 8, 2 – 10, 2. III. Анионы кислой и средней соли или двух кислых солей: • карбонатная буферная система СО 32 – /НСО 3 в растворе Na 2 CO 3 и Na. HCO 3, область ее действия р. Н 9, 3 – 11, 3.

• фосфатная буферная система НРО 42 -/Н 2 РО 4 в растворе Nа 2 НРО 4 и Nа. Н 2 РО 4, область ее действия р. Н 6, 2 – 8, 2. Эти солевые буферные системы можно отнести к 1 -му типу, т. к. одна из солей этих буферных систем выполняет функцию слабой кислоты. Так, в фосфатной буферной системе анион Н 2 РО 4 является слабой кислотой.

IV. Ионы и молекулы амфолитов. К ним относят аминокислотные и белковые буферные системы.

Если аминокислоты или белки находятся в изоэлектрическом состоянии (суммарный заряд молекулы равен нулю), то растворы этих соединений не являются буферными.

Они начинают проявлять буферное действие, когда к ним добавляют некоторое количество кислоты или щелочи. Тогда часть белка (аминокислоты) переходит из ИЭС в форму “белок-кислота” или соответственно в форму “белок-основание”.

При этом образуется смесь двух форм белка: (R – макромолекулярный остаток белка) а) слабая “белок-кислота” + соль этой слабой кислоты: СОО- СООН R – СН + Н+ → R – СН Н 3 N+ Н 3 N+ основание А- сопряженная кислота НА (соль белка-киcлоты) (белок-кислота)

б) слабое “белок-основание” + соль этого слабого основания: СОО- СОО R – СН + ОН- → R – СН + Н 2 О Н 3 N+ NН 2 кислота ВН+ сопряженное основание В (соль белка-основания) (белок-основание) Таким образом, и этот тип буферных систем может быть отнесен соответственно к буферным системам 1 -го и 2 -го типов.

Механизм буферного действия Ацетатная буферная система СН 3 СОО/СН 3 СООН, в основе ее действия лежит кислотно-основное равновесие: СН 3 СООН ↔ СН 3 СОО- + Н+ Главный источник ацетат-ионов – сильный электролит СН 3 СООNa: СН 3 СООNa ↔ СН 3 СОО- + Na+ При добавлении сильной кислоты сопряженное основание СН 3 СОО- связывает Н+, превращаясь в слабую уксусную кислоту: СН 3 СОО- + Н+ ↔ СН 3 СООН (кислотно-основное равновесие смещается вправо, по Ле Шателье)

Уменьшение концентрации анионов СН 3 СОО- точно уравновешивается повышение концентрации молекул СН 3 СООН. В результате происходит небольшое изменение в соотношении концентраций слабой кислоты и ее соли, а следовательно, и незначительно изменяется р. Н.

При добавлении щелочи протоны уксусной кислоты высвобождаются и нейтрализуются добавочные ионы ОН-, связывая их в молекулы воды: СН 3 СООН + ОН- ↔ СН 3 СОО- + Н 2 О (кислотно-основное равновесие смещается вправо, по Ле Шателье) В этом случае также происходит небольшое изменение в соотношении концентраций слабой кислоты и ее соли, а следовательно, и незначительное изменение р. Н. Уменьшение концентрации слабой кислоты СН 3 СООН точно уравновешивается повышение концентрации анионов СН 3 СОО-.

Таким образом, 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 р. Н буферных систем лежит закон действующих масс для кислотноосновного равновесия. • Для буферной системы 1 -го типа: СН 3 СООН СН 3 СОО- + Н+; (р. Ка = 4, 8) Н+ СН 3 СОО- Ка= ———- СН 3 СООН с (кислота) Н+ = Ка ——– = Ка —– СН 3 СОО- с (соль) где с (кислота) и с (соль) – равновесные концентрации кислоты и соли.

Отсюда получают уравнение Гендерсона– Гассельбаха для буферных систем 1 -го типа: с (соль) р. Н = р. Ка + lg —-с (кислота) сопряженное основание р. Н = р. Ка + lg ————— кислота

Для буферной системы 2 -го типа NH 4+ NH 3 + Н+; р. Ка = 9, 2; NH 3 Н+ Кa = ——- NH 4+ Отсюда получают уравнение Гендерсона– Гассельбаха для буферных систем 2 -го типа: с (основание) р. Н = р. Кa + lg —–с (соль) р. Н = 14 – р. Кв – lg —–с (основание)

Буферная емкость В • Способность буферного раствора сохранять р. Н по мере прибавления сильной кислоты или приблизительно на постоянном уровне далеко небеспредельна и ограничена величиной так называемой буферной емкости В. • Величина, характеризующая способность буферного раствора противодействовать смещению реакции среды при добавлении сильных кислот или сильных оснований.

• За единицу буферной емкости обычно принимают емкость такого буферного раствора, для изменения р. Н которого на единицу требуется введение сильной кислоты или щелочи в количестве 1 моль эквивалента на 1 л раствора.

Буферная емкость, как следует из ее определения, зависит от ряда факторов: 1. Чем больше количества компонентов кислотно-основной пары основание/ сопряженная кислота в растворе, тем выше буферная емкость этого раствора (следствие закона эквивалентов). 2. Буферная емкость зависит от соотношения концентраций компонентов буферного раствора, а следовательно, и от р. Н буферного раствора.

Кислотно-щелочное равновесие и главные буферные системы в организме человека • Организм человека располагает тонкими механизмами координации происходящих вне физиологических и биохимических процессов и поддержания постоянства внутренней среды. Эта координация названа, по предложению В. Кеннона, гомеостазом (от греч. “гомео” – подобный; “стазис” – постоянство, состояние).

• Сохранение постоянства р.

Н жидких сред имеет для жизнедеятельности человеческого организма первостепенное значение, потому что: • во-первых, ионы Н+ оказывают каталитическое действие на многие биохимические превращения; • во-вторых, ферменты и гормоны проявляют биологическую активность только в строго определенном интервале значений р. Н; • в-третьих, даже небольшие изменения концентрации ионов водорода в крови и межтканевых жидкостях ощутимо влияют на величину осмотического давления в этих жидкостях.

Буферные системы крови • водороднокарбонатная буферная система; • фосфатная буферная система; • белковая буферная система; • гемоглобиновая буферная система.

Относительный вклад % буферных систем крови в поддержание в ней протолитического гомеостаза Буферные системы плазмы крови Гидрокарбонатная 35% Белковая 7% Гидрофосфатная 1% ВСЕГО 43% Буферные системы эритроцитов Гемоглобиновая 35 % Гидрокарбонатная 18 % Гидрофосфатная 4 %

Буферная система оксигемоглобин-гемоглобин ¡ Самая мощная буферная система крови (в 9 раз мощнее бикарбонатной), на долю которой приходится 75 % всей буферной ёмкости крови. Характеризуется равновесием между ионами гемоглобина Hb – и самим гемоглобином HНb, являющимся очень слабой кислотой (КHНb=6, 3 10 -9; р. КHНb= 8, 2). Hb- + Н+ HНb Hb- + Н 2 О HНb + ОН-

А также между ионами оксигемоглобина Hb. О 2 – и самим оксигемоглобином HНb. О 2, который является несколько более сильной, чем гемоглобин, кислотой (КHНb. О 2 = 1, 12 10 -7; р. КHНb. О 2 = 6, 95): Hb.

О 2 – + Н+ HНb. О 2 Hb. О 2 – + Н 2 О HНb. О 2 + ОН Гемоглобин HНb, присоединяя кислород, образует оксигемоглобин HНb. О 2 HНb + О 2 HНb.

О 2 и, таким образом, первые два равновесия взаимосвязаны со следующими двумя.

n гемоглобиновый буфер: где HHb — дезоксигемоглобин; HHb. O 2 — оксигемоглобин; KHb — калиевая соль дезоксигемоглобина; KHb. O 2 — калиевая соль оксигемоглобина

Водородкарбонатная (гидро-, бикарбонатная) буферная система НСО 3 -/Н 2 СО 3 плазмы крови Мощнейшая и, вместе с тем, самая управляемая система внеклеточной жидкости и крови, на долю которой приходится около 10 % всей буферной ёмкости крови. Характеризуется равновесием молекул слабой угольной кислоты Н 2 СО 3 с образующимися при ее диссоциации гидрокарбонат-ионами НСО 3(сопряженное основание): НСО 3 – + Н+ Н 2 СО 3 НСО 3 – + Н 2 О Н 2 СО 3 + ОН-

В организме угольная кислота возникает в результате гидратации диоксида углерода – продукта окисления углеводов, белков и жиров. Причем процесс этот ускоряется под действием фермента карбоангидразы: СО 2(р) + Н 2 О Н 2 СО 3

Между СО 2 в альвеолах и водородкарбонатным буфером в плазме крови, протекающей через капилляры легких, устанавливается цепочка равновесий: 2 1 + Н 2 О 3 Атмосфера СО 2(г) СО 2(р) Н 2 СО 3 Н+ + НСО 3 воздушное пространство легких – Н 2 О плазма крови Для бикарбонатного буфера р. К/=6, 1(для крови)

Фосфатная буферная система НРО 42/Н 2 РО 4 – состоит из слабой кислоты Н 2 РО 4 – и сопряженного основания НРО 2.

В 4 основе ее действия лежит кислотноосновное равновесие, равновесие между гидрофофсфат- и дигидрофосфатионами: НРО 42 – + Н+ Н 2 РО 4 НРО 42 – + Н 2 О Н 2 РО 4 – + ОНФосфатная буферная система способа сопротивляться изменению р. Н в интервале 6, 2 – 8, 2, т. е. обеспечивает значительную долю буферной емкости крови.

с (НРО 42 -) р. Н = р. Ка (Н 2 РО 4 -) + lg ——-, с (Н 2 РО 4 -) где р. Ка (Н 2 РО 4 -) – отрицательный десятичный логарифм константы диссоциации фосфорной кислоты по второй ступени р. Ка (Н 2 РО 4 – – слабая кислота); с (НРО 42 -) и с (Н 2 РО 4 -) – соответственно концентрации соли и кислоты.

Фосфатный буфер имеет наибольшее значение не в крови (составляет не более 1% общей буферной емкости), а выполняет значительную роль в поддержании физиологических значений р. Н во внутриклеточных жидкостях и моче.

• Фосфорная буферная система имеет более высокую емкость по кислоте, чем по щелочи. Поэтому она эффективно нейтрализует кислые метаболиты, поступающие в кровь, например молочную кислоту HLac: НРО 42 – + HLac Н 2 РО 4 – + Lac-

1. Главное назначение гидрокарбонатного буфера заключается в нейтрализации кислот. 2. Он является системой быстрого и эффективного реагирования, т. к. углекислый газ – быстро выводится через легкие.

Нарушение кислотно-основного равновесия в организме прежде всего компенсируется с помощью гидрокарбонатной буферной системы (за 10— 15 мин). 3. При этом изменяется отношение [НСОз-]/ [Н 2 СОз].

Затем, за счет изменения объема легочной вентиляции, восстанавливается в течение 10— 18 ч отношение [НСО 3 -]/[Н 2 СОз], соответствующее норме.

Кислотно-основное состояние организма и его нарушения • Ацидоз – это уменьшение кислотной буферной емкости физиологической системы по сравнению с нормой. • Алкалоз – это увеличение кислотной буферной емкости физиологической системы по сравнению с нормой

• Экзогенный ацидоз возникает при употреблении пищи с избыточным содержанием кислот (лимонной, бензойной, уксусной), а также лекарственных средств, трансформация кото рых в организме способствует понижению р. Н среды. • Эндогенный ацидоз или алкалоз возникает при нарушении протолитического баланса в организме вследствие нарушения соотношений скоростей синтеза и выведения тех или иных кислот или оснований»

• В зависимости от глубины патологических изменений • компенсированный и некомпенсированный ацидоз (алкалоз). • При компенсированном ацидозе (алкалозе), несмотря на отклонения от нормы кислотной буферной емкости, р. Н крови сохраняет значение в пределах 7, 35 < р. Н < 7, 45.

• Некомпенсированный ацидоз сопровождается уменьшением кислотной буферной емкости и снижением р. Н крови (6, 8 < р. Н < 7, 35), а некомпенсированный алкалоз - увеличением кислотной буферной емкости и повышением р. Н крови (7, 45 < р. Н < 7, 9). • Снижение р. Н крови по сравнению с нормой называется ацидемией, а повышение р. Н крови — алкалемией.

Изменение значения р. Н крови на 0, 6 единицы в любую сторону приводит к летальному исходу.

• Метаболический ацидоз характеризуется избытком нелетучей кислоты или дефицитом гидрокарбонатаниона в межклеточной жидкости. • Показатели: Ва < норма; [донор протона] > норма; р. Н < норма; c(HCO 3) < норма; BE < норма; р(СО 2) < норма.

• Причины: нарушение кровообращения, кислородное голодание тканей, диарея (понос), нарушение выделительной функции почек, диабет.

• Метаболический алкалоз характеризуется удалением молекул кислот или накоплением буферных оснований, включая содержание гидрокарбонатаниона в межклеточной жидкости. • Показатели: Ва > норма; [акцептор протона] > норма; р.

Н > норма; с(НСОз) > норма; BE > норма; р(СО 2) > норма. • Причины: неукротимая рвота, удаление кислых продуктов из желудка, запор (накопление щелочных продуктов в кишечнике), длительный прием щелочной пищи и минеральной воды.

• Респираторный (газовый) ацидоз характеризуется пониженной скоростью вентиляции легких по сравнению со скоростью образования метаболического СО 2 • Показатели: Ва < норма; [донор протона] > норма; р. Н < норма; с(НСОз) > норма; BE > норма; р(СО 2) > норма.

• Причины: заболевания органов дыхания, гиповентиляция легких, угнетение дыхательного центра некоторыми препаратами, например барбитуратами.

• Респираторный (газовый) алкалоз характеризуется повышенной скоростью вентиляции легких по сравнению со скоростью образования метаболического СО 2. • Показатели: Ва > норма; [донор протона] < норма; р. Н > норма; с(НСОз) < норма; BE < норма; р(СО 2) < норма.

• Причины: вдыхание разреженного воздуха, чрезмерное возбуждение дыхательного центра вследствие поражения мозга, гипервентиляция легких, развитие тепловой одышки.

n n Для устранения алкалоза 5 % раствор аскорбиновой кислоты, частично нейтрализованный гидрокарбонатом натрия до р. Н = 6, 0 -7, 0. Вдыхание смеси с повышенным содержанием углекислого газа, приём через рот капельно раствора хлорида аммония. После еды при метаболическом алкалозе можно назначать внутрь 1% раствор HCl [всего 0, 5 г].

Источник: https://present5.com/lekciya-4-bufernye-sistemy-bufernye-sistemy-rastvory/

Сопряженные пары и буферы

Сопряженные пары и буферы

В то время как находящаяся в растворе слабая кис­лота НА отдает H+, А~ может действовать как осно­вание, присоединяя H+. Поэтому А” называют со­пряженным основанием для НА. Подобная концепция применима и для слабых оснований. Слабое основание В можно представить следую­щим образом:

в + н+ — вн+.

Тогда BHявляется сопряженной кислотой для В. Буфером является раствор, содержащий сла­бую кислоту и сопряженное с ней основание или слабое основание и сопряженную с ней кислоту (сопряженные пары).

Буферы, легко отдавая или присоединяя ионы водорода, нивелируют измене­ния [H+]. Из уравнения Гендерсона-Хассельбальха следует, что буферы наиболее эффективно компен­сируют изменения рН в растворе, когда рН = рК.

Кроме того, чтобы буфер функционировал эффек­тивно, в растворе должно содержаться значитель­ное количество сопряженных пар.

Клинические нарушения

При описании нарушений кислотно-основного со­стояния и компенсаторных механизмов необходимо использовать точную терминологию (табл. 30-1). Суффикс “оз” отражает патологический процесс, приводящий к изменению рН артериальной крови. Нарушения, которые приводят к снижению рН, на­зывают ацидозом,тогда как состояния, которые вызывают увеличение рН,— алкалозом.

Если пер­вопричиной нарушений является изменение кон­центрации бикарбоната ([HC(V]), то их называют метаболическими. Если же первопричиной нару­шений является изменение PaCO2, то их называют респираторными. Вторичные компенсаторные ре­акции следует обозначать именно как реакции, не используя суффикса “оз”.

Например, можно ска­зать “метаболический ацидоз с респираторной компенсацией”.

В случаях, когда имеется только одно первич­ное нарушение кислотно-основного состояния, его называют простым.Если имеются два или более первичных процесса, то говорят о смешанномна­рушении кислотно-основного состояния.

Суффикс “-емия” применяется для характерис­тики суммарного эффекта всех первичных патоло­гических процессов и компенсаторных физиологи­ческих реакций на рН артериальной крови. Поскольку рН артериальной крови у взрослого че­ловека в норме равно 7,36-7,44, ацидемия означает рН < 7,35, алкалемия — рН > 7,45.

Компенсаторные механизмы

Физиологическая реакция организма в ответ на изменения [H+] во времени подразделяется на три фазы: 1) немедленная химическая реакция буфер­ных систем; 2) дыхательная компенсация (при ме­таболических нарушениях кислотно-основного состояния); 3) более медленная, но более эффек­тивная компенсаторная реакция почек, способная

ТАБЛИЦА 30-1.Диагностика нарушений кислотно-основного состояния

Нарушение   Первичные изменения   Компенсаторная реакция  
Респираторный  
Ацидоз   IPaCO2   IHCO3-  
Алкалоз   IPaCO2   JHCO3-  
Метаболический  
Ацидоз   JHCO3-   IPaCO2  
Алкалоз   IHCO3-   TPaCO2  

практически полностью нормализовать рН арте­риальной крови даже при сохраняющемся патоло­гическом процессе.

Буферные системы организма

К основным буферным системам относятся бикар­бонат (Н2СО3/НСО;Г), гемоглобин (HbHXHb”), внутриклеточные белки (HPrXPr”), фосфаты (H2PO4-X HPO42-), а также аммиакХион аммония (NH3XNH/). Эффективность этих буферов в раз­личных жидкостных компартментах организма за­висит от их концентрации (гл. 28).

Наиболее важ­ный буфер внеклеточной жидкости — бикарбонат. Несмотря на то что гемоглобин находится внутри эритроцитов, он является важным буфером крови. Многие другие белки играют ведущую роль в под­держании кислотно-основного состояния внутри­клеточной жидкости.

Фосфаты и ионы аммония являются главными буферами в моче.

Действие буферных систем внеклеточной жид­кости может сопровождаться обменом внеклеточ­ного H+ на Na+ и Ca2+ из костей, а также обменом внеклеточного H+ на внутриклеточный K+ (гл. 28). Кислотная нагрузка способна привести к демине-рализации костей и высвобождению из них щелоч­ных соединений (CaCO3 и CaHPO4). Щелочная нагрузка (NaHCO3) стимулирует отложение кар­бонатов в костях.

Действие бикарбонатного буфера в плазме раз­вивается практически немедленно, тогда как в ин-терстициальной жидкости — в течение 15-20 мин. Напротив, действие буферов внутриклеточных белков и костной ткани развивается медленнее (2-4 ч). До 50-60 % кислотной нагрузки в конце кон­цов связывается в буферных системах внутрикле­точных белков и костной ткани.

Бикарбонатный буфер

Под бикарбонатным буфером понимают H2CO3 и HCO3″, но H2CO3 можно заменить на PaCO2, так как:

H2O + CO2 ~ H2CO3 — H+ + HCO3″.

Соединение CO2 с водой происходит под действи­ем карбоангидразы. Если использовать константу диссоциации для бикарбонатного буфера и учиты­вать коэффициент растворимости для CO2 (0,03 ммольХл), то уравнение Гендерсона-Хас-сельбальха для бикарбоната приобретает следую­щий вид:

рН – рК + log ([НСОЛДО.ОЗ x PaCO2), где р К = 6,1.

Отметим, что рК бикарбонатного буфера значи­тельно отличается от рН артериальной крови (7,40); это означает, что бикарбонат не является достаточно эффективным внеклеточным буфером.

Однако бикарбонатный буфер очень важен по двум причинам: 1) концентрация бикарбоната (НСОз~) во внеклеточной жидкости довольно вы­сока; 2) еще большее значение имеет тонкая регуляция PaCO2 легкими и [HCO3″] плазмы — почками.

Способность этих органов изменять соот­ношение [HCO3-]XPaCO2 позволяет им играть важную роль в регуляции рН артериальной крови. Упрощенный и более практичный вариант уравнения Гендерсона-Хассельбальха для бикар­бонатного буфера следующий:

[Н+] = 24хРаС02/[НСОЛ.

Это уравнение очень полезно в клинической прак­тике, поскольку по величине рН можно легко вы­числить [H+] (табл. 30-2). Если рН < 7,40, то при снижении рН на каждые 0,01 прирост [H+] состав­ляет 1,25 нмольХл; если рН > 7,40, то при повыше­нии рН на каждые 0,01 снижение [H+] составляет 0,8 нмольХл.

Пример:если рН артериальной крови = 7,28, a PaCO2 = 24 ммольХл, то какова [HCO3″] в плазме?

[H+] = 40 + [(4O – 28) х 1,25] – 55 нмоль/л (расчет на основе данных табл. 30-2). Поэтому,

55 = 24 х 24/[HCO3'], a [HCO3″] – (24 х 24)/55 = = 10,5 ммоль/л.

Подчеркнем, что бикарбонатный буфер оказывает­ся эффективным для компенсации метаболического, но не респираторного ацидоза. Если во внеклеточ­ную жидкость ввести 3 ммольХл сильной нелетучей кислоты, например HCl, то произойдет следующее:

3 ммоль/л H+ + 24 ммоль/л НСО3~ —» H2CO3 -> H2O + 3 ммоль/л CO2+ 21 ммоль/л HCO3″.

ТАБЛИЦА 30-2.Взаимозависимость величин рН и [H+]

PH   [H+]  
6,80   158 нэкв/л  
6,90   1 26 нэкв/л  
7,00   1 0O нэкв/л  
7,10   79 нэкв/л  
7,20   63 нэкв/л  
7,30   50 нэкв/л  
7,40   40 нэкв/л  
7,50   32 нэкв/л  
7,60   25 нэкв/л  
7,70   20 нэкв/л  

При этом HCO3 , соединяясь с H+, образует CO2. Более того, образующийся CO2 в норме выделяется легкими, так что величина PaCO2 не изменяется. Следовательно, [H+] = 24 X 40/21 = 45,7 ммоль/л, а рН = 7,34. Снижение [HCO3″] отражает количе­ство добавленной нелетучей кислоты.

С другой стороны, увеличение PaCO2 (летучей кислоты) не оказывает существенного влияния на [HCO3 ]. Например, при повышении PaCO2 с 40 до 80 мм рт. ст. содержание растворенного в плазме CO2 увеличивается с 1,2 до 2,2 ммоль/л. Более того, константа равновесия для гидратации CO2 такова, что повышение содержания CO2 приведет лишь к минимальному смещению реакции вправо:

H2O + CO2 ~ H2CO3 ~ H+ + HCO3″.

Если верно предположение, что [HCO3 ] суще­ственно не меняется, то:

[H+] – 24 х 80/24 = 80 нмоль/л, а рН = 7,10.

Соответственно, [H+] увеличивается на 40 нмоль/л, а поскольку HCO3″ вырабатывается в соотноше­нии 1 : 1 с H+, то [HCO3″] также повышается на 40 нмоль/л.

Таким образом, [HCO3″] внекле­точной жидкости увеличивается на абсолютно несущественные 40 нмоль/л, с 24 ммоль/л до 24,000040 ммоль/л.

Поэтому бикарбонатный бу­фер при повышении PaCO2 является неэффек­тивным, а изменения [HCO3″] не отражают тя­жесть респираторного ацидоза.

Гемоглобиновый буфер

Гемоглобин в количественном отношении являет­ся наиболее важным небикарбонатным буфером внеклеточной жидкости. Гемоглобин — это слож­ная молекула со множеством сайтов, осуществля­ющих буферное взаимодействие.

Основная буфер­ная роль приходится на долю гистидина (рК около 6,8). Несколько упрощая можно принять, что вос­становленный гемоглобин (слабая кислота, HHb) находится в равновесии с его калиевой солью (KHb).

В отличие от бикарбонатного буфера, ге­моглобин позволяет нейтрализовать как летучие (CO2), так и нелетучие кислоты:

H++KHb-HHb+ K+ и H2CO3 + KHb- HHb + НСО3~.

Источник: https://megaobuchalka.ru/5/22532.html

ПОИСК

Сопряженные пары и буферы
    Для каждой сопряженной кислотно-основной пары значения константы кислотности и константы основности связаны соотношением [c.

245]

    Нет никаких причин, по которым нельзя было бы описывать эту реакцию при помощи константы кислотно-основного равновесия, как это сделано для кислот в табл. 5-3. Согласно теории Бренстеда-Лаури, ион аммония NH4 представляет собой сопряженную кислоту основания NH3.

Совсем не обязательно, чтобы в кислотно-основной паре нейтральной была именно кислота, а основание несло на себе электрический заряд, как это имеет место в парах НС1/С1 и H N/ N .

Ион NH можно отнести к кислотам, точно так же как НС1 или H N, и хотя эта кислота слабее, чем НС1, но она оказывается сильнее, чем H N. Таким образом, реакцию аммиака с протоном можно рассматривать как диссоциацию кислоты  [c.221]

    Нужно заметить, что pH при гидролизе соли слабой кислоты и слабого основания зависит только от величин констант и относящихся к двум кислотно-основным парам, а не от начальной концентрации соли. Если произведение констант больше 10 , то раствор будет кислым, в противоположном случае — щелочным. [c.248]

Таблица 2Ь Величины пК некоторых сопряженных кислотно-основных пар

    В результате полуреакции ( 1.6.2) образуется так называемый лиат-ион А”, являющийся основанием, сопряженным с кислотой АН, а в результате полуреакции ( 1.6.3) — лионий-ион 8Н+, который является кислотой, сопряженной с основанием 8Н. Таким образом, полная кислотно-основная реакция содержит две сопряженные кислотно-основные пары. [c.181]

    СОПРЯЖЕННЫЕ КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ ПАРЫ [c.77]

    Это чисто ионное уравнение реакции представляет собой процесс, обратный реакции между NH3 и Н2О, который описывается уравнением (15.6). В обратной реакции, описываемой уравнением (15.7), NH4 играет роль донора протона, а ОН -роль акцептора протона.

Таким образом, если реакция протекает в одном направлении, HjO играет роль кислоты, а КНз-роль основания. Но в обратной реакции NH4 играет роль кислоты, а ОН -роль основания. Рассмотренный пример показывает, что каждая кислота связана с сопряженным основанием “, которое образуется из этой кислоты в результате отщепления от нее протона.

Например, сопряженным основанием для NH4 является NH3, а сопряженным основанием для Н2О является ОН . Точно так же каждое основание имеет сопряженную кислоту, которая образуется из этого основания в результате присоединения к нему протона. Например, Н2О является сопряженной кислотой основания ОН .

Кислота и основание, которые, подобно HjO и ОН , отличаются только наличием или отсутствием протона, называются сопряженной кислотно-основной парой. [c.73]

    С другой стороны, если для кислотно-основной пары [c.64]

    Какую из перечисленных ниже сопряженных кислотно-основных пар лучше всего выбрать для получения буферной смеси с pH = = 4,19 а) НСО и СО б) NH и NHj  [c.141]

    Следовательно, ограничения кислотно-основных реакций водной средой больше нет, и такие реакции возможны в любой среде и в отсутствии среды. При протонной трактовке область кислотноосновных реакций сильно расширяется, и соответственно исключаются многие недостатки, присущие теории Аррениуса. Согласно протонной теории, реакцию между кислотой и основанием можно рассматривать как борьбу за протон между двумя основаниями. При диссоциации H I как кислоты образующиеся ионы хлора являются основанием, так как они могут присоединить протоны. Такую кислотно-основную пару называют сопряженной парой, а ионы хлора — основанием, сопряженным с кислотой НС1. Чтобы кислота могла отдать протоны, необходимо присутствие основания, принимающего протоны. В случае простой ионизации кислоты роль основания играет растворитель. Например  [c.329]

    Для упрощения вычислений вместо констант Ка и Кь часто используют их логарифмы с обратным знаком (р/(). рК важнейших кислотно-основных пар приведены в табл. В.5, причем все данные относятся к стандартному растворителю — воде. [c.379]

    К — СОО-, а в основной при pH > 6,1 — равновесие II с кислотой НзМ — К — СОО- и сопряженным основанием НаМ — К — СОО-. Каждая из этих кислотно-основных пар обладает высокими буферными свойствами в области pH = = 2,4 (I) и рК = 9,7 (II) [c.186]

    Кислота и основание такого процесса называются сопряженными. Это кислотно-основная пара. Например, ион Н3О+ — кислота, сопряженная основанию HjO, а хлорид-ион СГ — основание, сопряженное кислоте H 1. [c.100]

    Величины рА некоторых сопряженных кислотно-основных пар [c.238]

    Для индикации точки эквивалентности протолитических реакций применяют слабые органические кислоты или основания. Для сопряженной кислотно-основной пары индикатор — кислота [c.69]

    Таким образом, все реакции, в которых принимают участие кислоты и основания, образуют кислотно-основные пары, соответствуюш,ие равновесиям, более или менее смещенным в ту или другую сторону, согласно соответствующим силам сопряженных кислот и оснований. Рассмотрим еще несколько примеров кислотно-основных пар  [c.229]

    Кислота и основание такого процесса называются сопряженными. Это кислотно-основная пара. Так, например, ион Н3О+—кислота, сопряженная основанию Н2О, а хлорнд-ион 1 —основание, сопряженное кислоте НС1. [c.190]

    Суммируя, можно сказать, что основание, сопряженное кислоте, тем слабее, чем сильнее кислота. И наоборот, кислота, сопряженная основанию, тем слабее, чем сильнее основание. Кислота и основание одной кислотно-основной пары связаны следующими формальными равновесиями  [c.230]

    Рассмотрим снова равновесие между двумя кислотно-основными парами  [c.232]

    Сила кислоты определяется здесь по отношению к кислотно-основной паре Нз0 /Н20.

Теоретически термин сильная кислота обозначает кислоту, полностью диссоциированную в водном растворе, что отвечает бесконечной величине Ка- Практически при достаточно больших величинах Ка (обычно при Ка >2 или 3) кислоту считают полностью диссоциированной, и можно легко показать, что ошибка при расчете pH мала. Силу кислот чаще характеризуют величиной ее рКа. [c.235]

    Рассмотрим еще несколько примеров кислотно-основных пар  [c.197]

    Здесь основность, как и в случае кислот, относится к паре НзО /НаО. Следовательно, можно дать единую классификацию кислотно-основных пар относительно пары НзО /НгО, поскольку кислоты легче, чем НзО “, отдают протон воде, а основания легче, чем Н2О, принимают протон от НдО . Величины рКа некоторых кислотноосновных пар приводятся в табл. 21. [c.236]

    Величины рКа некоторых кислотно-основных пар относительно пары Н3О+/Н2О [c.236]

    Эти константы можно выразить в зависимости от констант и К двух кислотно-основных пар. Пусть [c.247]

    Константы кислотности кислотно-основных пар. [c.68]

    Сравним теперь между собой силы двух кислотно-основных пар на примере реакции соляной кислоты с водой  [c.199]

    Назовите сопряженные кислотно-основные пары в реакциях гидролиза аниона соли, например С10-+Н20 1 НСЮ + ОН- [c.221]

    Для характеристики кислотности растворителей Шварценбах. предложил ввести нормальный кислотный потенциал. По аналогии с уравнением Нернста для окислительно-восстановительных процессов нормальный кислотный потенциал для соответ-ствуюп1ей кислотно-основной пары выражают следующим уравнением  [c.339]

    Кислоту и основание, связанные приведенным соотношением, т. е. за счет обмена протоном, называют сопряженной кислотно-основной парой. Так как [c.278]

    Это очень важное соотношение констант диссоциации сопряженных кислотно-основных пар можно представить и в следующем виде  [c.282]

    Объясните, что означает понятие со1 ряженная кислотно-основная пара Приведите два примера. [c.286]

    Кислотно-основная пара и Н2О способна [c.250]

    В табл. 3.7 приведены наиболее важные сопряженные кислотно-основные пары. Для кислот с р/Сд < —1,74 алкалиметрически титруется НдО , образовавшийся вследствие нивелнру1ош,его эффекта воды. Кривые титрования слабых электролитов представлены иа рис. 3.

4, из которого следует, что с увеличением значения рКд скачкообразное изменение pH в точке эквивалентности уменьшается. Чем слабее кислота, тем дальше сдвигается показатель титрования в щелочную область. Этим руководствуются при выборе окрашенного индикатора.

Четкого определения конечной точки нельзя достигнуть уже при титровании кислот с рА д 9. [c.78]

    Буферные растворы — растворы, поддерживающие определенное значение pH, окислительно-восстановительного потенциала, концентрации иона металла или других характеристик среды.

рН-буферысмеси, содержащие компоненты кислотно-основной пары НА и А или МН+ и М рМ-буферы — смеси МЬ и М +.

Значение характеристики среды зависит от соотношения концентраций компонентов буферного раствора и мало меняется при концентрировании, разбавлении или введении небольших количеств веществ, смещающих равновесие Весовой анализ — см. Гравиметрия [c.437]

    Члены каждой кислотно-основной пары называют сопряженными кислотой и основанием. Например, в уравнении НС1—НаО ЮНз +С1 молекула НС1 — кислота , молекула ОНа— основаниба, ион ОН3+—кислотза, ИОН С1 —основзние,. [c.54]

Источник: https://www.chem21.info/info/6073/

Books-med
Добавить комментарий