БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ. ИЗУЧЕНИЕ СВОЙСТВ БУФЕРНЫХ И НЕБУФЕРНЫХ СИСТЕМ.ОПРЕДЕЛЕНИЕ БУФЕРНОЙ ЕМКОСТИ РАСТВОРА.ОПРЕДЕЛЕНИЕ рН ПОТЕНЦИОМЕТРИЧЕСКИМ МЕТОДОМ В БИОЛОГИЧЕСКИХ ОБЪЕКТАХ.

⇐ ПредыдущаяСтр 2 из 10Следующая ⇒

Вода – основа жизни на Земле. Она играет исключительно важную роль в биохимических процессах, являясь основной составной частью (от 58 до 97 %) всех клеток и тканей человека, животных, растений и простейших организмов. Вода – это среда, в которой протекают самые разнообразные биохимические процессы.

Вода обладает хорошей растворяющей способностью и вызывает электролитическую диссоциацию многих растворенных в ней веществ.

Вода является слабым электролитом и диссоциирует на катионы водорода и анионы гидроксила по уравнению:

Н₂О Û Н⁺+ ОН^-

Согласно закону действующих масс константа диссоциации воды будет равна:

К =

Диссоциация воды очень мала (при 25°С она равна 1.8 10^-9), поэтому знаменатель в приведенном уравнении можно считать практически постоянным, и соотношение можно записать следующем образом:

[Н⁺]× [ОН^-] =К × [Н₂О] = К_w = 10 ^-14

где К_w – ионное произведение воды. Таким образом, произведение концентрации ионов водорода и ионов гидроксилав любом водном растворе есть величина постоянная, называемая ионным произведением воды

Так как компоненты рассматриваемой системы сопряжены, то увеличение концентрации одного иона неизбежно связано с уменьшением концентрации другого. При этом из водного раствора не могут совершенно исчезнуть ни водородные, ни гидроксильные ионы. И при любой их концентрации ионное произведение останется постоянным – 10^-14.

Концентрация ионов водорода в растворах представляет важный физико-химический фактор, определение ее имеет большое значение при изучении самых разнообразных физических, химических и биологических процессов.

В природных растворах и биологических жидкостях, которые количественно характеризуются как разбавленные растворы (С £ 0, 1 М), активность ионов водорода колеблется примерно в пределах 10^-3£ С £ 10^-9М, т.е. она очень мала и для практической работы ее удобно выражать через отрицательный десятичный логарифм активности и обозначать рН:

рН = -lg а_Н+

Таким образом, водородным показателем – рН – называют величину, численно равную отрицательному десятичному логарифму активности (концентрации) ионов водорода. Логарифмируя ионное произведение воды, получаем:

рН + рОН = 14

В разбавленных водных растворах 0£ рН £ 14, 0£ рН £ 7 – в кислых растворах, рН = 7 – в нейтральных и 7 £ рН £ 14 – в щелочных растворах.

Уравнения для расчета рН в разбавленных растворах различных классов соединений приведены ниже:

Сильные кислоты: рН = - lg a_H₊.

Сильные основания: pH = 14 – pOH.

Слабые кислоты: pH = ½ (pK_к – lgC).

Слабые основания: pH = 14 – 1/2pK_о + ½ lgC.

Гидролитически кислые соли: pH = 7 –1/2pK_осн – 1/2lgC.

Гидролитически щелочные соли: pH = 7 + 1/2pK_кисл + 1/2lgC.

Буферные растворы: pH = pK_a + lg[соль] – lg[кислота].

рH = pK_a + lg[основание] - lg[соль].

Буферные системы

Одним из характерных свойств внутренней системы организмов является постоянство концентрации водородных ионов (изогидрия). Так, например, рН крови человека – 7, 36. Сохранение этого показателя обеспечивается совместным действием ряда физико-химических и физиологических механизмов, из которых очень важная роль принадлежит буферным системам.

Буферными системами называются растворы, обладающие свойством достаточно стойко сохранять постоянство концентрации водородных ионов как при добавлении к ним небольшого количества сильных кислот или щелочей, так и при разведении.

Буферные системы (смеси или растворы) по составу бывают двух основных типов:

а) кислотные - слабая кислота и ее соль, образованная этой кислотой с сильным основанием;

б) основные - слабое основание и его соль, образованная этим основанием и сильной кислотой.

На практике часто применяются следующие буферные смеси:

СН₃СООН

СН₃СООNa - ацетатный буфер;

Н₂СО₃

NaHCO₃- бикарбонатный буфер;

NH₄OH

NH₄Cl - аммиачный буфер

КН₂PO₄

Na₂HPO₄ - фосфатный буфер

Pt – COOH – белок-кислота

Pt – COONa – белок-соль - белковый буфер (Pt – протеин-белок).

Каждая из буферных смесей характеризуется определенной концентрацией водородных ионов, которую буферная система и стремится сохранить при добавлении кислот или щелочей. Рассмотрим, что определяет постоянство рН, например, ацетатной буферной смеси

СН₃СООН Û Н⁺+СН₃СОО^-

СН₃СООNa Þ СН₃СОО^- + Na+

В ацетатном буферном растворе концентрация водородных ионов будет зависеть от степени диссоциации молекул кислоты. Согласно закону действия масс, константа диссоциации уксусной кислоты будет:

К = , откуда

[H⁺] = К×

При добавлении к слабодиссоциированной уксусной кислоте (К = 1, 86× 10^-5) ее сильнодиссоциированной соли происходит резкое увеличение концентрации общего аниона (СН₃СОО^-). В соответствие с законом действия масс это вызывает смещение равновесия влево, т.е. приводит к увеличению недиссоциированных молекул кислоты:

СН₃СООН Ü СН₃СОО^-+ Н⁺

Слабая диссоциация уксусной кислоты еще в большей степени будет подавлена и концентрация недиссоциированных молекул кислоты может быть принята равной общей концентрации кислоты. Так как соль полностью диссоциированна на ионы, то общая концентрация анионов может быть принята за общую концентрацию соли в буферном растворе. Исходя из этого, концентрацию ионов водорода в буферной смеси можно представить в следующем виде:

[H⁺] = К_к×

Для основного буфера, каким является, например аммиачный, соответственно будет

[OH^-] = К_о×

Данные выражения являются основным уравнением буферных растворов. В логарифмической форме эти уравнения принимают вид:

pH = pK_к + lg[соль] – lg[кислота].

рH = pK_о + lg[основание] - lg[соль].

Таким образом, рН буферных смесей зависит от константы диссоциации кислоты или основания и от соотношения концентрации компонентов буферных смесей. Используя основное уравнение буферного раствора, можно вычислить рН любого буферного раствора, зная константу электролитической диссоциации кислоты или основания и концентрации кислоты и соли, а при одинаковых концентрациях их объемные отношения.

Предел, в котором проявляется буферное действие буферной системы характеризуется буферной емкостью. Численное значение буферной емкости (Б) определяется числом моль сильной кислоты или сильного основания, которое необходимо добавить к 1 л буферной смеси, чтобы изменить значение рН на 1:

где: DрН – изменение рН при титровании буфера кислотой или щелочью, наиболее близкое к 1 (DрН = рН₁ – рН₀).

Потенциометрический метод определения рН.

В настоящее время наиболее распространен потенциометрический метод определения рН, поскольку он является наиболее точным и быстрым. Метод основан на измерении ЭДС гальванической цепи, составленной из электрода, обладающего водородной функцией, и электрода сравнения. Существует ряд электродов, обладающих водородной функцией (водородный, хингидронный, стеклянный), но в настоящее время в лабораторной практике широко применяется стеклянный электрод с водородной функцией, т.к. он обладает рядом преимуществ. Например, одним из преимуществ стеклянного электрода является то, что он позволяет определять рН раствора любого химического соединения в достаточно широком диапазоне значений.

Схематически стеклянный электрод, обладающий водородной функцией, записывается следующим образом:

Ag | AgCl, 0, 1н HCl | | .

Для измерения рН раствора составляют цепь из стеклянного и хлорсеребряного электродов. Хлорсеребряный электрод является электродом сравнения. Таким образом, стеклянно-хлорсеребряная цепь записывается так:

Ag | AgCl, 0, 1н НСl | | |KCl_насыщ, AgCl| Ag.

Величина потенциала стеклянного электрода (e_ст) связана с концентрацией Н⁺- ионов исследуемого раствора уравнением Нернста:

или

e_Н+ст. = e°_Н+ст. + 0, 0579 lgа_Н+

где: e⁰_ст – потенциал асимметрии стеклянного электрода, величина переменная (в отличие от металлов) и поэтому требующая корректировки по буферным растворам.

Расчет рН растворов при использовании стеклянно-хлорсеребряной цепи потенциометрическим методом заключается в следующем. ЭДС любой гальванической цепи равна разности электродных потенциалов:

Е = e_Н+ст. - e_хл.

подставим в данное уравнение значение электродного потенциала стеклянного электрода:

Е = e°_Н+ст. + 0.0579 lgа_Н+ - e_хл.

решим данное уравнение относительно рН:

-0.0579 lgа_Н+ = e°_Н+ст. - e_хл. – Е

а т.к. -lgа_Н+ = рН, то

рН = e°_Н+ст. - e_хл. – Е / 0, 0579

Биологическое значение.

Каждый ион играет особую роль в биологических и химических процессах, однако, водородные ионы занимают особое положение среди всех других ионов. Так, активность ферментов, при помощи которых осуществляется синтез и разложение химических веществ в живой клетке, состоит в непосредственной зависимости от концентрации ионов водорода. Каждый фермент имеет определенную величину рН, оптимальную для его действия, например:

Таблица 4

Оптимальные рН сред для действия некоторых ферментов

Название ферментов	Оптимум рН
Диастаза солоды	4.9
Сахароза дрожжей	4.5
Сахароза животных	6.0-8.0
Лактаза	7.0
Липаза желудочного сока	4.0-5.0
Каталаза крови	7.0
Пепсин при действии на яичный альбумин	1.2-1.6
Трипсин при действии на казеин	6.0-6.5

Концентрация ионов водорода имеет большое значение в жизнедеятельности микроорганизмов. Установлено, например, что дифтерийный микроб лучше развивается при рН в пределах 7, 3-7, 6, микроб кишечной палочки при рН = 6-7.

В прямой зависимости от рН находится деятельность почвенных микроорганизмов. Например, активная фиксация азота микробами наблюдается при рН =7, 2.

Отношение высших растений к рН почвы также различно. Так, например, овес, репа, картофель, рожь дают наивысшие урожаи при рН около 5; пшеница, ячмень, свекла, люцерна лучше развиваются при нейтральной реакции почвы или даже слабо щелочной.

По видовому составу луговой растительности можно определить рН почвы – присутствие растения «щучки» (Deschampsia flexuosa) указывает на рН почвы – 3, 5-3, 9; преобладание осоки (Carex) на рН в пределах 4, 5-4, 9; преобладание «мать-мачехи» (Tussilfgo farfara) на рН 7, 5-7, 9 и т.д.

Концентрация ионов водорода имеет большое значение для развития растений. Давно известно, что на кислых почвах многие растения развиваются слабо. Агрономы применяют известкование с целью повышения плодородия почв. Концентрация водородных ионов почв оказывает влияние не только на процессы жизнедеятельности растений, но и на распределение и активность микроорганизмов, населяющих почву, и даже на физико-химическое состояние почвенных коллоидов.

Искусственно изменяя рН среды, например, внесением в почву извести или суперфосфата, мы можем регулировать и изменять бактериальное население почвы, способствовать ее нитрификации и т.д.

рН водной среды является мощным фактором, влияющим на распространение водных организмов. Наиболее благоприятной для жизнедеятельности организмов водной средой является нейтральная или слабощелочная. Реакция воды в пресных водоемах и морях зависит от целого ряда факторов, но все они сводятся к буферному действию. Буферами в море и реках являются угольная кислота, бикарбонаты и карбонаты. рН поверхностных слоев морей и океанов поэтому колеблется незначительно, в пределах 8, 1-8, 3

В природе есть ряд стоячих водоемов, отличающихся ярко выраженной кислой реакцией. Это – сфагновые болота и озера. Интенсивные процессы гниения, происходящие там, обилие гуминовых веществ, создают среду с рН ниже 5, 0, здесь накапливаются минеральные кислоты, например, такая сильная как серная.

Различные водные организмы обладают неодинаковой выносливостью к тем или иным колебаниям рН среды. Например, главная масса пресноводных организмов – инфузории, коловратки, планарии, ракообразные и т.д. выдерживают только нейтрально-щелочные воды в диапозоне рН от 5 до 10. К этой группе организмов следует отнести и все морские организмы.

Функциональная деятельность отдельных органов и тканей высших животных также находится в зависимости от концентрации водородных ионов. Так, у лягушки, при изменении рН крови от 7, 5 до 6, 5 происходит резкое ослабление сердечной деятельности, а при рН = 6 сердце перестает работать. Изменение рН крови выше 7, 3 вызывает сужение сосудов, а ниже – расширение сосудов. При изменении рН в кислую сторону перистальтика кишечника усиливается. Резко реагирует на изменение рН нервная система. Изменения концентрации ионов водорода могут происходить при различных заболеваниях, причем рН крови может смещаться в кислую – ацидоз или в щелочную среду – алкалоз.

рН крови высших животных и человека поддерживается мощными буферными системами – такими как гем-гемоглобин, оксигемоглобин, белковыми, бикарбонатными. Ниже приводятся показатели концентрации водородных ионов крови, соков и жидкостей организма (таблица 5).

Под влиянием водородных ионов изменяются основные физико-химические свойства веществ и растворов: растворимость, фильтрация, диализ, поверхностное натяжение, вязкость, устойчивость, осмотическое давление, набухание и т.д. Вот почему определение концентрации водородных ионов нашло применение во всех областях химии, биологии, физиологии, бактериологии, медицины, сельского хозяйства и техники.

объект исследования	рН	Объект исследования	рН
Кровь животных: бык кролик Собака (сыворотка крови) Лошадь Свинья Баран (сыворотка крови) Коза (сыворотка крови) Овца	7.36-7.40 7.33-7.35 7.30 7.40-7.60 7.85-7.95 7.82 7.65 7.40-7.58 6.02	Мышечный сок Слюна лошади Слюна коровы Желудочный сок собаки Желчь Молоко коровы Моча коровы Моча лошади Пот лошади Содержание тонких кишок кур	7.56 8.10 0.96-080 7.0-8.0 6.2 8.5-8.7 7.4-8.7 7.8-8.9 5.5-6.3

Таблица 5

Вопросы для самоконтрля:

1. Ионное произведение воды. Водородный показатель ( рН ).

2. Понятие о рН, как показателе реакции среды.

3. Роль концентрации водородных ионов в биологических процессах. Кислотность и щелочность почв.

4. Буферные растворы, их состав.

5. Свойства буферных растворов. Их биологическое значение.

6. Основное уравнение буферных растворов.

7. Буферная емкость, ее определение. Буферность почв и почвенного раствора.

8. Потенциометрический метод определения рН.

Экспериментальная часть:

Задание 1. Приготовление буферных растворов и почвенной вытяжки

1. Ацетатный буферный раствор

Приготовить 50 мл буферного раствора сливанием 0, 1М CH₃COOH и 0, 1М CH₃COONa при соотношении 1: 1 (25 мл кислоты + 25 мл соли).

рН этого раствора равен 4, 65.

2. Фосфатный буферный раствор

Приготовить 50 мл буферного раствора сливанием 1/15 М KH₂PO₄ и 1/15 М Na₂HPO₄ при соотношении объемов 1: 1.

рН этого буферного раствора равен 6, 81.

Буферные растворы хорошо перемешать.

3. ПРИГОТОВЛЕНИЕ ВОДНОЙ ПОЧВЕННОЙ ВЫТЯЖКИ. Отвешивают на лабораторных весах навеску почвы 10 г и переносят в колбу емкостью 100 мл. В эту колбу с помощью цилиндра добавляют 50 мл дистиллированной воды. Содержимое колбы перемешивают вручную и оставляют до конца занятия. Отстоявшийся раствор сливают в стаканчик и определяют рН.

В конце занятия измеряют рН дистиллированной воды, используемой для приготовления почвенной вытяжки. Оба результата заносят в таблицу 9.

Задание 2. Подготовка прибора к работе, настройка и измерение рН

Для измерения рН используется анализатор жидкости многопараметрический «ЭКОТЕСТ – 2000» (ионометр). Предел допускаемой погрешности иономера при измерении рН по образцовым буферным растворам составляет ± 0, 02 рН.

Подготовка прибора к работе

(выполняется инженером кафедры):

1. Подготовку ионометра для измерения рН начинают с калибровки прибора по буферным растворам.

2. При измерении рН для калибровки прибора в качестве контрольных используются приготовленные стандартные буферные растворы: раствор А с рН = 1, 68; раствор Б с рН = 4, 65 и раствор В с рН = 6, 86.

3. Ионометрический канал предварительно градуируют для работы в диапазоне измеряемых значений ЭДС и рХ.

4. Перед каждым погружением в раствор электроды необходимо промыть дистиллированной водой и удалить остатки воды с электродов фильтровальной бумагой.

5.Отсчёт показаний производить через 15 сек после погружения электродов в раствор.

Настройка прибора и измерение рН:

1. Устанавливают режим работы анализатора в режиме « рН-метр-ионометр», нажимая кнопку «ИОН» и кнопками «®» и «» на дисплее выбирают появившуюся надпись «рН». Затем нажимают кнопку «ВВОД». Приборготов для измерения концентрации ионов водорода.

2. Для измерения рН погружают электроды в исследуемый раствор. Нажимают кнопки «ИЗМ» и «рХ». На дисплее появляется секундомер и значение рН исследуемого раствора. Если значение рН сразу не устанавливается, т.е. цифры на дисплее меняются, то значение рН снимают через 15 сек.

3. После окончания измерения нажимают кнопку «ОТМ», вынимают электроды из раствора, промывают их дистиллированной водой и просушивают фильтровальной бумажкой.

Задание 3. Изучение буферности дистиллированной, водопроводной воды и ацетатного буферного раствора

1. В чистый стаканчик налить 20 мл дистиллированной воды и измерить её рН. Все значения рН следует записывать с точностью до двух сотых.

2. Прибавить в стаканчик с водой из бюретки 0, 5 мл 0, 1 М раствора HCl, содержимое размешать и через 15 сек измерить рН. Полученные значения записать в таблицу 6.

3. В чистый стаканчик снова налить 20 мл дистиллированной воды, измерить её рН и прибавить из бюретки 0, 5 мл 0, 1 М NaOH, размешать содержимое и спустя 15 сек измерить рН. Полученные значения записать в таблицу 6.

4. В чистый стаканчик налить 20 мл ацетатного буферного раствора, измерить его рН и прибавить из бюретки 0, 5 мл 0, 1 М раствора HCl. Содержимое стаканчика размешать и через 15 сек измерить рН. Данные записать в таблицу 6.

5. В чистый стаканчик снова налить 20 мл ацетатного буферного раствора, измерить его рН и прибавить из бюретки 0, 5 мл 0, 1 М NaOH. Размешать содержимое стаканчика и измерить рН. Данные записать в таблицу 6.

6. Аналогичные исследования провести с водопроводной водой. Данные записать в таблицу 6.

Сделать выводы о буферности исследуемых жидкостей.

Таблица 6

Результаты определения буферного действия растворов

Исследуемый раствор	Объем раствора, мл	рН исследуемого раствора	Объем и концентрация прибавленного раствора	рН раствора после прибавления реактива	DрН
1. Н₂О дистил.			0, 5 мл 0, 1 М HCl
2. Н₂О дистил.			0, 5 мл 0, 1 М NaOH
3. Ацетатный буферный раствор			0, 5 мл 0, 1 М HCl
4. Ацетатный буферный раствор			0, 5 мл 0, 1 М NaOH
5. Н₂О водопр.			0, 5 мл 0, 1 М HCl
6. Н₂О водопр.			0, 5 мл 0, 1 М NaOH

Задание 4. Влияние разбавления на рН буферных растворов

Налить в чистый стаканчик 20 мл фосфатного буферного раствора, измерить его рН. Разбавить его 10 мл дистиллированной воды, содержимое тщательно перемешать и измерить рН. Прибавить в стаканчик ещё 10 мл дистиллированной воды, размешать и измерить рН. Результаты поместить в таблице 7. Сделать выводы о влиянии разбавления на рН буферного раствора.

Таблица 7

⇐ Предыдущая 123 4 5 6 7 8 9 10 Следующая ⇒