 |
1. Кислотные. 2. Основные. 3. Солевые. 4. Аминокислотные и белковые. Расчет рН буферных систем (уравнение Гендерсона-Гассельбаха)
|
|
|
|
1. Кислотные
I. Кислотные буферные системы. Представляют собой смесь слабой кислоты НА (донор протона) и ее соли А- (акцептор протона). q ацетатная: СН3СООН + СН3СООNa - СН СОО СН СООН 3 3 Слабая кислота Сопряженное основание q гидрокарбонатная:
2. Основные
Представляют собой смесь слабого основания (акцептор протона) и его соли (донор протона). Аммиачная буферная система: смесь слабого основания NH3 ∙ H2O (акцептор протона) и его соли сильного электролита NH+ 4 (донор протона). Зона буферного действия при рН 8, 2 - 10, 2 + 4 4 NH NH OH Слабое основание Сопряженная кислота
3. Солевые
КН2РО4 + К2НРО4 – внутри клетки NaH2PO4 + Na2HPO4 – вне клетки Гидрофосфатная буферная система (зона буферного действия рН 6, 2 – 8, 2). Представляет собой смесь слабой кислоты Н2РО4 (донор протона) и ее соли НРО2- 4 (акцептор протона) - - 2 4 2 4 НРО Н РО Слабая кислота Сопряженное основание
4. Аминокислотные и белковые
Буферное действие этих буферных систем начинает проявляться при добавлении к ним некоторого количества кислоты или щелочи. Образуется смесь двух форм белка: а) слабая «белок-кислота»+соль этой слабой кислоты б) слабое «белок-основание»+соль этого слабого основания
Расчет рН буферных систем (уравнение Гендерсона-Гассельбаха)
На примере ацетатного буферного раствора рассмотрим расчет рН буферных систем. СН3СООNa/СН3СООН
Ацетат натрия практически полностью распадается на ионы: СН3СООNa ⇄ СН3СОО- + Н+ уксусная кислота диссоциирует лишь в незначительной степени: СН3СООН ⇄ СН3СОО- + Н+ Применим закон действующих масс к уравнению диссоциации уксусной кислоты:
В присутствии ацетата натрия равновесие диссоциации уксусной кислоты сильно смещено влево в соответствии с принципом Ле-Шателье. Почти вся кислота в таком растворе находится в недиссоциированном виде и только незначительное ее количество диссоциирует, образуя ионы Н+ и обеспечивая кислую среду раствора. Поэтому равновесная концентрация непродиссоциировавшей кислоты в этом растворе практически равна общей ее концентрации, т. е. С(СН3СООН)равн. ≈ С(кислоты).
|
|
|
Концентрация ацетат-ионов в буферной смеси практически равна исходной концентрации соли: С(СН3СОО- ) ≈ С(соли).
Пример 2: цианид. буфер HCN-KCN
pH = 
[ 
]= 
pH = -lg( 
) - lg 
Уравнение Гендерсона-Хассельбаха:
pH=p +lg
Гидролиз солей
Гидролиз солей - это взаимодействие соли с водой, при котором составные части соли соединяются с составными частями воды. < > Гидролиз -это реакция обмена между солью и водой.
Несколько замечаний:
● Гидролиз сопровождается образованием слабого электролита
● Процесс гидролиза обратимый (обратный процесс называется реакцией нейтрализации)
● Гидролизу подвергаются только соли, образованные:
1)слабым основанием и сильной кислотой (кислая среда)
2)слабой кислотой и сильным основанием (щелочная среда)
3) слабой кислотой и слабым основанием (среда зависит от соотношения констант протолиза кислоты и основания, образующих соль )
● Гидролиз протекает преимущественно по 1 ступени
Степень гидролиза - Глубина протекания процесса гидролиза. (h)
Константа гидролиза - величина, значение которой характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу; Чем больше константа гидролиза тем полнее идет процесс гидролиза
.
|
|
|
