Уравнение гендерсона для фосфатного буфера

Буферные системы, их классификация и механизм действия. Буферные растворы. Уравнение Гендерсона-Гассельбаха.

Буферными системами (буферами) называют растворы, обла­дающие свойством достаточно, стойко, сохранять постоянство — кон­центрации водородных ионов как при добавлении кислот или щелочей, так и при разведении.

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

а) из слабой кислоты и ее соли, образован­ной сильным основанием;

б) из слабого основания и его соли, образованной сильной кислотой.

На практике часто применяют следующие буферные смеси: ацетатный буфер CH₃COOH + CH₃COONa, бикарбонатный буфер H₂CO₃+NaHCO₃, аммиачный буфер NH₄OH +NH₄Cl, белковый буфер белок кислота + белок соль, фосфатный буфер NaH₂PO₄ + Na₂ HPO₄

Фосфатная буферная смесь состоит из двух солей, одна из ко­торых является однометаллической, а вторая — двухметаллической солью фосфорной кислоты.

Рассмотрим механизм буферного действия. При добавлении соляной кислоты к ацетатному буферу проис­ходит взаимодействие с одним из компонентов смеси (СНзСООН); Из уравнения (а), сильная кислота заменяется эквивалентным количеством слабой кислоты (в данном случае НСl заменяется СН₃СООН). В соответствии с законом разведения Оствальда повышение концентрации уксусной кислоты понижает степень ее диссоциации, а в результате этого концентрация ионов Н + в буфере увеличивается незначительно. При добавлении к буферному раствору щелочи концентрация водородных ионов и рН изменяется также незначительно. Щелочь при этом будет реагировать с другим компонентом буфера, (СН₃СООН) по реакции нейтрализации. В результате этого добавленная щелочь заменяется эквивалентным количеством слабоосновной соли, в меньшей — степени влияющей на реакцию среды. Анионы СНзСОО

, образующиеся при диссоциации этой соли, будут оказывать некоторое Угнетающее действие на диссоциацию уксусной кислоты.

Буферные растворы в зависимости от своего состава делятся на 2 основных типа: кислотные и основные.

Приме­ром кислотного буфера может служить ацетатный буферный раствор, содержащий смесь уксусной кислоты и ацетата натрия (СНзСООН + СНзСООNа). При добавлении к такому раствору кисло­ты она взаимодействует с солью и вытесняет эквивалентное коли­чество слабой кислоты: СНзСООNа + НСl ó СН₃СООН + NaСl. В растворе вместо сильной кислоты образуется слабая, и по­этому величина рН уменьшается незначительно. Если к этому буферному раствору добавить щелочь, она нейтра­лизуется слабой кислотой, и в растворе образуется эквивалентное количество соли: СНзСООН + NaОН ó СНзСООNа + Н₂О. В результате рН почти не увеличивается. Для расчета рН в буферном растворе на примере ацетатного буфера рассмотрим процессы, в нем протекающие, и их влияние друг на друга. Ацетат натрия практически полностью диссоциирует на ионы, ацетат-ион подвергается гидролизу, как ион слабой кислоты: СНзСООNа -> Na + + СН₃СОО

СНзСОО — + НОН ó СНзСООН + ОН — . Уксусная кислота, также входящая в буфер, диссоциирует лишь в незначительной степени: СНзСООН ó СН₃СОО+H — Слабая диссоциация СНзСООН еще более подавляется в при-сутствии СНзСООNа, поэтому концентрацию недиссоциированной уксусной кислоты принимаем практически равной ее начальной концентрации:[СНзСООН] = с_r. C другой стороны, гидролиз соли также подавлен наличием в растворе кислоты. Поэтому можно считать, что концентрация аце­тат-ионов в буферной смеси практически равна исходной концент­рации соли без учета концентрации ацетат-ионов, образующихся в результате диссоциации кислоты: [СНзСОО] = с_с. Это уравнение называют уравнением буферного раствора (уравнением Гендерсона Гассельбаха). Его анализ для буферного раствора, образованного слабой кислотой и ее солью, показывает, что концентрация водородных ионов в буферном растворе опреде­ляется константой диссоциации слабой кислоты и соотношением концентраций кислоты и соли. Уравнение Гендерсона-Хассельбаха для буферных систем основного типа:

31.Емкость буферных растворов и факторы, определяющие её. Буферные системы крови. Водородкарбонатный буфер. Фосфатный буфер.

Буферной емкостью (В) называется количество сильной кислоты или сильного основания, которое нужно прибавить к одному литру буферного раствора, чтобы изменить его рН на еди­ницу. Она выражается в моль/л или чаще в ммоль/л и опреде­ляется по формуле: В = (c V) / д pH Vб , где В — буферная емкость; с — концентрация сильной кислоты или основания (моль/л); V — объем добавленного сильного электролита (л); V_б — объем буферного раствора (л); д рН — изменение рН.

Способность растворов поддерживать постоянное значение pH небезгранична. Буферные смеси можно различить по силе оказываемого ими сопротивления по отношению к действию кислот и оснований, вводимых в буферный раствор.

Количество кислоты или щелочи, которое нужно добавить к 1 л буферного раствора, чтобы значение его pH изменилось на единицу, называют буферной емкостью.

Таким образом, буферная емкость является количественной мерой буферного действия раствора. Буферный раствор имеет максимальную буферную емкость при pH = pK кислоты или основания, образующей смесь при соотношении ее компонентов, равном единице. Чем выше исходная концентрация буферной смеси, тем выше ее буферная емкость. Буферная емкость зависит от состава буферного раствора, концентрации и соотношения компонентов.

Нужно уметь правильно выбрать буферную систему. Выбор определяется необходимым интервалом pH. Зона буферного действия определяется силовым показателем кислоты (основания) ±1 ед.

При выборе буферной смеси необходимо учитывать химическую природу ее компонентов, так как вещества раствора, к которым добав-

ляется буферная система, могут образовывать нерастворимые соединения, взаимодействовать с компонентами буферной системы.

Механизм действия фосфатного буфера.Уравнение Гендерсона-Гассельбаха

Буферные системы

буферные системы образованы буферными растворами

буферные – растворы, рН которых почти не меняется

при разбавлении или добавлении небольших количеств к-ты или основания

ПР: ацетатный СН₃СООН + СН₃СООNa

согласно протонной теории буферные системы — сопряженные кислотно-основные пары B/BH + и НА/А —

B + H + Û BH + HA Û H + + A —

основание сопряженная к-та к-та сопряженное основание

в живых организмах буферные системы поддерживают кислотно-основный гомеостаз

кислотно-основный гомеостаз — кислотно-основное равновесие внутренней среды организма

рН внутренней среды организма должен быть оптимальным для биохимических реакций

для человека физиологическое значение pH=7,4

кислотно-основное равновесие поддерживают буферные свойства крови и механизмы коррекции

62)Классификация буферных систем.

буферные системы различают по компонентам:

— слабая кислота и ее соль, образованная сильным основанием – буферная система кислотного типа

ПР: ацетатный буфер СН₃СООН + СН₃СООNa

по теории Берстреда буферная система кислотного типа — сопряженная кислотно-основная пара НА/А —

ПР: ацетатный буфер СН₃СООН/СН₃СОО —

— слабое основание и его соль, образованная сильной кислотой – буферная система основного типа

ПР: аммиачный буфер NН₄ОН + NH₄Cl

по теории Берстреда буферная система основного типа — сопряженная кислотно-основная пара B/BH +

— соли слабых многоосновных кислот – буферная система кислотного типа

по теории Берстреда буферная система кислотного типа — сопряженная кислотно-основная пара НА/А —

ПР: фосфатный буфер H₂PO — /HPO₄ 2-

— амфолиты – буферная система кислотного типа

ПР: аминокислотный буфер

63)Механизм действия ацетатного буфера.

ацетатный буфер состоит из уксусной кислоты СН₃СООН и ацетата натрия СН₃СООNa

— уксусная кислота – слабый электролит

где К_а=1,85×10 -5 — коэффициент диссоциации уксусной кислоты

— ацетат натрия – сильный электролит

ацетат натрия увеличивает концентрацию аниона СН₃СОО —

равновесие реакции СН₃СООН Û СН₃СОО — + Н + смещается влево

диссоциация уксусной кислоты тормозится

практически, анион СН₃СОО — образуется только путем диссоциации ацетата натрия СН₃СООNa

молярная концентрация аниона СН₃СОО — равна молярной концентрации соли [СН₃СОО — ]=[СН₃СООNa]

— рН ацетатного буфера определяет К_а=1,85×10 -5 и соотношение концентрации уксусной кислоты и ацетата натрия

уравнение Гендерсона-Гассельбаха для расчета рН буферных систем кислотного типа

где рК – показатель кислотности уксусной кислоты

— при разбавлении ацетатного буфера соотношение концентрации кислоты и соли не меняется,

поэтому при разбавлении рН ацетатного буфера сохранится

— при добавлении кислоты идет реакция кислоты и ацетата натрия

СН₃СОО — + Na + + H + + Cl — ® СН₃СООH + Na + + Cl —

катионы водорода H + связываются анионами уксусной кислоты СН₃СОО — + H + ® СН₃СООH

рН ацетатного буфера изменится за счет увеличения концентрации уксусной кислоты и уменьшения соли

механизм изменения рН:

*хотя образуется избыток уксусной кислоты СН₃СООH и равновесие реакции СН₃СООН Û СН₃СОО — + Н + смещается вправо,

но по закону Освальда повышение концентрации СН₃СООH снижает степень ее диссоциации,

и концентрация катионов водорода H + увеличивается незначительно,

поэтому при добавлении кислоты рН ацетатного буфера, практически, не изменится

— при добавлении основания идет реакция основания и уксусной кислоты

СН₃СООH + Na + + ОН — ® СН₃СОО — + Na + + Н₂О

гидроксид-ионы ОH — связываются катионами водорода уксусной кислоты ОН — + H + ® Н₂О

рН ацетатного буфера изменится за счет увеличения концентрации соли и уменьшения концентрации кислоты

механизм изменения рН:

*хотя образуется избыток аниона уксусной кислоты СН₃СОО — и

равновесие реакции СН₃СООН Û СН₃СОО — + Н + смещается влево,

но по закону Освальда снижение концентрации СН₃СООH повышает степень ее диссоциации,

и концентрация катионов водорода H + уменьшается незначительно,

*хотя уксусная кислота расходуется,

но диссоциируют на катионы водорода H + только часть молекул кислоты,

которая восполняется за счет недиссоциирующих молекул, и диссоциация не прекращается,

поэтому при добавлении основания рН ацетатного буфера, практически, не изменится

— при добавлении небольших количеств кислот-щелочей изменение рН ацетатного буфера невелико

при добавлении больших количеств кислот-щелочей изменение рН ацетатного буфера значительно

Механизм действия фосфатного буфера.Уравнение Гендерсона-Гассельбаха.

фосфатный буфер состоит из солей ортофосфорной кислоты: однозамещенной NaH₂PO₄ и двузамещенной Na₂HPO₄

— соли ортофосфорной кислоты – сильные электролиты

Na₂HPO₄® NaHPO₄ — + Na + NaHPO₄ — ® HPO₄ 2- + Na + HPO₄ 2- Û PO₄ 3- + Н + (эта стадия практически, не идет)

важно, что H₂PO₄ — — слабая кислота и слабый электролит, NaHPO₄ — — сильный электролит

H₂PO₄ — Û HPO₄ 2- + Н +

где К_а — коэффициент диссоциации кислоты H₂PO₄ —

— NaHPO₄ — — сильный электролит

NaHPO₄ — увеличивает концентрацию аниона HPO₄ 2-

равновесие реакции H₂PO₄ — Û HPO₄ 2- + Н + смещается влево

диссоциация H₂PO₄ — тормозится

практически, анион HPO₄ 2- образуется только путем диссоциации NaHPO₄ —

молярная концентрация аниона HPO₄ 2- равна молярной концентрации соли [HPO₄ 2- ]=[NaHPO₄ — ]

— рН фосфатного буфера определяет К_а и соотношение концентрации H₂PO₄ — и NaHPO₄ —

уравнение Гендерсона-Гассельбаха для расчета рН буферных систем кислотного типа

где рК – показатель кислотности кислоты H₂PO₄ —

— при разбавлении фосфатного буфера соотношение концентрации кислоты и соли не меняется,

поэтому при разбавлении рН фосфатного буфера сохранится

— при добавлении кислоты идет реакция кислоты и NaHPO₄ —

HPO₄ 2- + Na + + H + + Cl — ® H₂PO₄ — + Na + + Cl —

катионы водорода H + связываются анионами HPO₄ 2- + H + ® H₂PO₄ —

рН фосфатного буфера изменится за счет увеличения концентрации H₂PO₄ — и уменьшения HPO₄ 2-

механизм изменения рН:

*хотя образуется избыток H₂PO₄ — и

равновесие реакции H₂PO₄ — Û HPO₄ 2- + Н + смещается вправо,

но по закону Освальда повышение концентрации H₂PO₄ — снижает степень ее диссоциации,

и концентрация катионов водорода H + увеличивается незначительно,

поэтому при добавлении кислоты рН фосфатного буфера, практически, не изменится

— при добавлении основания идет реакция основания и H₂PO₄ —

гидроксид-ионы ОH — связываются катионами водорода ОН — + H + ® Н₂О

рН фосфатного буфера изменится за счет увеличения концентрации соли и уменьшения концентрации кислоты

механизм изменения рН:

*хотя образуется избыток аниона HPO₄ 2- и

равновесие реакции H₂PO₄ — Û HPO₄ 2- + Н + смещается влево,

но по закону Освальда снижение концентрации HPO₄ 2- повышает степень ее диссоциации,

и концентрация катионов водорода H + уменьшается незначительно,

*хотя HPO₄ 2- расходуется,

но диссоциируют на катионы водорода H + только часть молекул кислоты,

которая восполняется за счет недиссоциирующих молекул, и диссоциация не прекращается,

поэтому при добавлении основания рН фосфатного буфера, практически, не изменится

— при добавлении небольших количеств кислот-щелочей изменение рН фосфатного буфера невелико

при добавлении больших количеств кислот-щелочей изменение рН фосфатного буфера значительно

Уравнение Хендерсона-Хассельбаха: объяснение, примеры, упражнения

Уравнение Хендерсона-Хассельбаха: объяснение, примеры, упражнения — Наука

Содержание:

В Уравнение Хендерсона-Хассельбаха представляет собой математическое выражение, позволяющее рассчитать pH буферного раствора или буферного раствора. Он основан на pKa кислоты и соотношении концентраций основания или соли конъюгата и кислоты, присутствующей в буферном растворе.

Уравнение было первоначально разработано Лоуренсом Джозефом Хендерсоном (1878-1942) в 1907 году. Этот химик установил компоненты своего уравнения на основе угольной кислоты в качестве буфера или буфера.

Позже Карл Альберт Хассельбах (1874-1962) ввел в 1917 году использование логарифмов для дополнения уравнения Хендерсона. Датский химик изучал реакции крови с кислородом и влияние на ее pH.

Буферный раствор может минимизировать изменения pH, которым подвергается раствор, путем добавления определенного объема сильной кислоты или сильного основания. Он состоит из слабой кислоты и ее сильного сопряженного основания, которое быстро диссоциирует.

Объяснение

Математическое развитие

Слабая кислота в водном растворе диссоциирует по закону действия масс по следующей схеме:

HA — слабая кислота, а A – его сопряженное основание.

Эта реакция обратима и имеет константу равновесия (Ka):

Ka = [H + ] · [TO – ] / [У НЕГО ЕСТЬ]

журнал Ka = журнал [H + ] + журнал [A – ] — журнал [HA]

Если каждый член уравнения умножить на (-1), он выражается в следующей форме:

— журнал Ka = — журнал [H + ] — журнал [A] + журнал [HA]

— log Ka определяется как pKa, а — log [H + ] определяется как pH. После правильной замены математическое выражение сводится к следующему:

pKa = pH — log [A – ] + журнал [HA]

Решив для pH и перегруппировав члены, уравнение выражается следующим образом:

pH = pKa + log [A – ] / [У НЕГО ЕСТЬ]

Это уравнение Хендерсона-Хассельбаха для слабокислотного буфера.

Уравнение для слабого основания

Точно так же слабое основание может образовывать буферный раствор, и уравнение Хендерсона-Хассельбаха для него выглядит следующим образом:

pOH = pKb + log [HB] / [B – ]

Однако большинство буферов, даже имеющих физиологическое значение, образуются в результате диссоциации слабой кислоты. Поэтому наиболее часто используемым выражением для уравнения Хендерсона-Хассельбаха является:

pH = pKa + log [A – ] / [У НЕГО ЕСТЬ]

Как работает буфер?

Демпфирующее действие

Уравнение Хендерсона-Хассельбаха показывает, что этот раствор состоит из слабой кислоты и сильного сопряженного основания, выраженного в виде соли. Эта композиция позволяет буферу сохранять стабильный pH даже при добавлении сильных кислот или оснований.

Когда в буфер добавляется сильная кислота, она реагирует с основанием конъюгата с образованием соли и воды. Это нейтрализует кислоту и позволяет минимизировать изменение pH.

Теперь, если к буферу добавлено сильное основание, оно вступает в реакцию со слабой кислотой и образует воду и соль, нейтрализуя действие добавленного основания на pH. Таким образом, изменение pH минимально.

PH буферного раствора зависит от соотношения концентраций основания конъюгата и слабой кислоты, а не от абсолютного значения концентраций этих компонентов. Буферный раствор можно разбавить водой, и pH практически не изменится.

Емкость буфера

Буферная способность также зависит от pKa слабой кислоты, а также от концентраций слабой кислоты и конъюгированного основания. Чем ближе к pKa кислоты pH буфера, тем больше его буферная способность.

Также чем выше концентрация компонентов буферного раствора, тем больше его буферная емкость.

Примеры уравнений Хендерсона

Амортизатор из ацетата

pH = pKa + log [CH₃COO – ] / [CH₃COOH]

Поглотитель угольной кислоты

Однако общий процесс, который приводит к образованию иона бикарбоната в живом организме, выглядит следующим образом:

Быть CO₂ газ, его концентрация в растворе выражается как функция его парциального давления.

pH = pka + log [HCO₃ – ] / α pCO₂

α = 0,03 (ммоль / л) / мм рт.

pCO₂ парциальное давление CO₂

И тогда уравнение будет выглядеть так:

pH = pKa + log [HCO₃ – ] / 0,03 pCO₂

Лактатный буфер

pH = pKa + log [лактат-ион] / [молочная кислота]

Фосфатный буфер

pH = pKa + log [двухосновный фосфат] / [одноосновный фосфат]

Оксигемоглобин

Дезоксигемоглобин

pH = pKa + log [Hb – ] / HbH

Решенные упражнения

Упражнение 1

Фосфатный буфер важен для регулирования pH в организме, поскольку его pKa (6,8) близок к существующему pH в организме (7,4). Каким будет значение отношения [Na₂HPO₄ 2- ] / [Неа₂PO₄ – ] уравнения Хендерсона-Хассельбаха для значения pH = 7,35 и pKa = 6,8?

Реакция диссоциации NaH₂PO₄ – это:

Решая соотношение [конъюгат основание / кислота] для фосфатного буфера, мы имеем:

10 0,535 = 10 log [Na2HPO4] / [NaH2PO4]

Упражнение 2.

Ацетатный буфер имеет концентрацию уксусной кислоты 0,0135 М и концентрацию ацетата натрия 0,0260 М. Рассчитайте pH буфера, зная, что pKa для ацетатного буфера составляет 4,75.

Равновесие диссоциации для уксусной кислоты:

pH = pKa + log [CH₃COO – ] / [CH₃COOH]

Подставляя значения, мы имеем:

[CH₃COO – ] / [CH₃COOH] = 0,0260 М / 0,0135 М

журнал 1.884 = 0.275

Упражнение 3.

Ацетатный буфер содержит 0,1 М уксусную кислоту и 0,1 М ацетат натрия. Рассчитайте pH буфера после добавления 5 мл 0,05 М соляной кислоты к 10 мл предыдущего раствора.

Первый шаг — вычислить конечную концентрацию HCl при смешивании с буфером:

= 5 мл · (0,05 М / 15 мл)

Соляная кислота реагирует с ацетатом натрия с образованием уксусной кислоты. Следовательно, концентрация ацетата натрия уменьшается на 0,017 М, а концентрация уксусной кислоты увеличивается на такую ​​же величину:

pH = pKa + log (0,1 M — 0,017 M) / (0,1 M + 0,017 M)

pH = pKa + log 0,083 / 0,017

Ссылки

1. Уиттен, Дэвис, Пек и Стэнли. (2008). Химия. (8-е изд.). CENGAGE Обучение.
2. Хименес Варгас и Х. Мо Макарулла. (1984). Физиологическая физико-химия. 6-е издание. От редакции Interamericana.
3. Википедия. (2020). Уравнение Хендерсона-Хассельбаха. Получено с: en.wikipedia.org
4. Гуриндер Хайра и Александр Кот. (05 июня 2019 г.). Приближение Хендерсона-Хассельбаха. Химия LibreTexts. Получено с: chem.libretexts.org
5. Хельменстин, Энн Мари, доктор философии (29 января 2020 г.). Определение уравнения Хендерсона Хассельбаха. Получено с: thinkco.com
6. Редакторы Энциклопедии Британника. (6 февраля 2020 г.). Лоуренс Джозеф Хендерсон. Encyclopdia Britannica. Получено с: britannica.com

Как мотивировать команду на работе: 8 советов

Псилоцибе: характеристика, размножение, питание, примеры