Класифікація кислотно-основних буферних систем

Буферні системи можуть бути чотирьох типів.

1Слабка кислота та її аніон.Наприклад, ацетатна буферна система СН₃СОО^-\ СН₃СООН у розчині СН₃СООNа і СН₃СООН, діапазон дії — рН 3,8 — 5,8. Гідрогенкарбонатна система НСО₃^-/Н₂СО₃в розчині NаНСО₃ і Н₂СО₃, діапазон дії — рН 5,4 — 7,4.

2.Слабка основа і її катіон. (В/ВН⁺).Наприклад, аміачна буферна система NН₃/NН₄⁺ у розчині NН₃ і NН₄С1, діапазон її дії — рН 8,2—10,2.

3.Аніони кислої і середньої солі або кислих солей.Наприклад, фосфатна буферна система НРО₄^2-/ Н₂РО₄ у розчині Nа₂НРО₄ і NаН₂РО₄, діапазон їх дії рН — 6,2 — 8,2.

4.Йони і молекули амфолітів.До них належать амінокислоти і білкові буферні системи. Якщо амінокислоти і білки перебувають в ізоелектричному стані (сумарний заряд молекул рівний нулю), то розчини цих сполук не є буферними. Вони проявляють буферну дію, коли до них додавати деяку кількість кислоти або лугу. Тоді частина білка (амінокислоти) переходить із ізоелектронного стану в форму білок—амінокислота або відповідає формулі білок—основа.

При цьому виникає система двох форм білка:

а) слабка білок—кислота + сіль цієї слабкої кислоти ;

б) слабка білок—основа + сіль цієї слабкої основи.

Механізм буферної дії можна розглянути на прикладі ацетатної буферної системи СН₃СОО^- /СН₃СООН, в основі дії якої лежить кислотно-основна рівновага:

СН₃СООН <=> СН₃СОО" + Н⁺; рКа = 4,8.

Основне джерело ацетат-йонів — сильний електроліт ацетат СН₃СООNа — при додаванні сильної кислоти поєднана основа СН₃СОО^- зв'язує додаткові йони Н⁺, перетворюючись на слабку оцтову кислоту:

СН₃СОО^- + Н⁺<=> СН₃СООН.

Кислотно-основна рівновага зміщується ліворуч за принципом Ле Шательє.

Зменшення концентрації аніонів СН₃СОО^- точно зрівноважується підвищенням концентрації молекул СН₃СООН. У результаті відбувається невелика зміна в співвідношенні концентрацій слабкої кислоти та її солі, а значить і ненабагато змінюється рН.

При додаванні лугу протони оцтової кислоти (резервна кислотність) вивільняються і нейтралізують додаткові йони ОН^-, зв'язуючи їх у молекули води:

СН₃ООН + ОН^- <=> СН₃СОО^- + Н2О

Кислотно-основна рівновага зміщується праворуч за принципом Ле Шательє.

У цьому випадку відбувається невелика зміна в співвідношенні концентрації слабкої кислоти та її солі, а значить, і незначна зміна рН. Зменшення концентрацій слабкої кислоти СН₃СООН точно зрівноважується підвищенням концентрації аніонів СН₃СОО^-.

При додаванні до цих сумішей сильної кислоти або сильної основи відбуваються такі реакції: СН₃СООNа + НС1 = СН₃СООН + NаС1

СН₃СООН + NаОН = СН₃СООNа + Н2О

NН₄ОН + НС1 = NН₄С1 + Н2О

NН₄С1+ NаОН = NН₄ОН + NаС1

Отже, при дії на буферний розчин сильної кислоти або сильної основи змінюється концентрація слабкої кислоти (або слабкої основи). Проте рН розчину практично не змінюється. Це пояснюється тим, що слабка кислота (або слабка основа) мало дисоціює, а за наявності однойменних йонів її солі дисоціація відбувається ще меншою мірою. Таким чином, рН буферної суміші під впливом сильної основи або сильної кислоти практично не змінюється.

Не змінюється рН буферної суміші і при розведенні, тому що залежить лише від співвідношення концентрації солі та кислоти. Це видно з формули, яку використовують для обчислення рН буферної суміші:

рН = рК к-ти + 1g С_солі

С_к-ти

де рК к-ти = -1gК к-ти.

Для буферної суміші, що складається із слабкої основи та її солі, формула для обчислення рОН така:

рОН = рК основи + 1g С_солі\ С_осн

де рК основи = -1gК основи.

Буферні розчини часто використовують у хімічній промисловості в якісному та кількісному аналізах, коли потрібно виконати реакцію при певному значенні рН.

Буферні розчини відіграють важливу роль у житті організму, забезпечуючи стале рН його внутрішнього середовища. Наприклад, у крові людини наявні 3 види буферних систем: фосфатна, гідрокарбонатна,білкова.

Хід роботи

Дослід № 1 Визначення реакції середовища за допомогою індикаторів. Наливають у три пробірки небагато розведеного розчину якої-небудь кислоти, в інші три - дистильовані води і ще в три - розведені розчини лугу. Пробірки розподіляють на три серії (кислота, вода, луг) і додають у кожну по трохи капель розчинів індикаторів: у першу серію - лакмусу, у другу - метилового жовтогарячого й у третю - фенолфталеїну. Уміст пробірок розмішують скляною паличкою. Фарбування індикаторів, що спостерігається, записують у виді таблиці за формою:

Індикатор	Колір
кисле середов. рН < 7	нейтральне середов. рН = 7	лужне середов рН > 7	Інтервали рН
Лакмус Метиловий оранжевий Фенолфталеїн

Дослід № 2. Визначення рН розчину. Універсальним індикатором.

У три пробірки наливають по 2-3 мл 0,1 н. розчинів: в одну - соляної кислоти, в іншу - оцтової кислоти, у третю - аміаку, у четверту - водопровідної води. Додають у кожну пробірку 1-3 краплі універсального індикатора. Збовтують. Фарбування порівнюють з кольором еталонних розчинів, що містять той же індикатор . При збігу фарбування еталонного розчину з фарбуванням випробуваного розчину судять про величину рН останнього. Результати записують у виді таблиці за формою: