Теории кислот и оснований. Свойства растворов электролитов. Буферные растворы
Свойства растворов электролитов
Теории кислот и оснований
Электролитическая теория
Электролитическая теория
Диссоциация кислот
Диссоциация оснований
Диссоциация солей
Ионные уравнения реакций
Протолитическая теория
Протолитическая теория
Протолитическая теория
Электронная теория
Электронная теория
Степень диссоциации
Степень диссоциации
Свойства растворов сильных электролитов
Коэффициент активности. Ионная сила раствора
Равновесие в растворах слабых электролитов
Закон разбавления Оствальда:
Константы кислотности и основности
Диссоциация воды. Ионное произведение воды.
Водородный показатель
Измерение pH
Ацетатный буферный раствор (рН 3,7-5,6)
Уравнение Гендерсона - Гассельбаха
Механизм буферного действия ацетатного буфера
Аммиачный буфер (диапазон рН 8,4-10,3)
Механизм действия аммиачного буфера
Влияние разведения на рН буферных растворов
Буферная емкость
Буферная емкость
ГЕМОГЛОБИНОВАЯ КИСЛОТНО-ОСНОВНАЯ БУФЕРНАЯ СИСТЕМА КРОВИ
Связывание катионов водорода имидазольными группами гемоглобина.
БЕЛКОВАЯ КИСЛОТНО-ОСНОВНАЯ БУФЕРНАЯ СИСТЕМА
Требования к буферным растворам
3.31M
Category: chemistrychemistry

Теории кислот и оснований. Свойства растворов электролитов. Буферные растворы

1. Теории кислот и оснований. Свойства растворов электролитов. Буферные растворы

2. Свойства растворов электролитов

Вещества, растворы и расплавы которых проводят
электрический ток, называют электролитами.
Свойства растворов электролитов отклоняются от
законов Вант-Гоффа и Рауля и в связи с этим
Вант-Гофф ввел такое понятие как изотонический
коэффициент:
І=1+á(n-1)=ΔТкип.эксп/ ΔТкип.теор=
= ΔТзам.эксп/ ΔТзам.теор=Росм.эксп/Росм.теор

3. Теории кислот и оснований

1. Электролитическая
(теория Арениуса).
теория
2. Протолитическая
(Бренстеда – Лоури).
теория
3. Электронная теория
(теория Льюиса).

4. Электролитическая теория

Предложена шведским ученым Сванте Арениусом,
который утверждал, что:
•при отсутствии электрического тока в
растворе существует равновесие между
ионами
и
недиссоциированными
молекулами;
•при разбавлении растворов число
молекул, которые распадаются на ионы
увеличивается;

5. Электролитическая теория

•под действием электрического тока положительно
заряженные ионы движутся к катоду (катионы),
отрицательно заряженные – к аноду (анионы);
•диссоциация есть процессом обратимым.
На ионы диссоциируют кислоты,
основания и соли.

6. Диссоциация кислот

Кислоты – электролиты, которые при диссоциации
в водных растворах дают катионы водорода
(гидроксония Н3О+) и анионы кислотного
остатка.
Например:
HNO3
+
H
+NO3

7. Диссоциация оснований

Основания

электролиты,
которые
при
диссоциации в водных растворах образуют
катион металла и анионы гидроксила.
Например:
KOH
+
-
K +OH

8. Диссоциация солей

Соли – электролиты, которые при диссоциации в
водных растворах дают катионы металлов, NH4+
и анионы кислотного остатка
NH4Cl
+
NH4 +Cl
Данная теория ограничена только кислотами
и основаниями, которые содержат ионы
водорода и гидроксид-анионы.

9. Ионные уравнения реакций

Согласно
с
теорией
электролитической
диссоциации реакции в растворах электролитов
проходят
с
участием
ионов
и
малодиссоциированых
молекул. Ионные
уравнения бывают полными и сокращенными.
Например для молекулярного уравнения реакции:
Na2CO3+2HCl=CO2+2NaCl+H2O
Полное ионное уравнение имеет вид:
2Na++CO32-+2H++2Cl-=CO2+2Na++2Cl-+H2O
Сокращенное ионное уравнение:
CO32-+2H+=CO2+H2O

10. Протолитическая теория

Датский физико-химик Йоханнес Бренстед и
английский химик Томас Лоури в 1928-1929 г.
предложили
протолитическую
(протонную)
теорию кислот и оснований, согласно которой:
КИСЛОТА – это вещество (частица), способная
отдавать протоны (т.е. кислоты - доноры
протонов)

11. Протолитическая теория

Основание –
это вещество (частица), способное
присоединять протон (т.е. основание – акцептор протона).
В общем виде:
A
+
H +B
-
А-acidum (кислота); B-basidis (основание).
Такую систему, состоящую из кислоты и
основания
называют
протолитической,
сопряженной парой кислоты и основания,
корреспондирующей или соответствующей

12. Протолитическая теория

Соль - продукт взаимодействия кислоты и основания
Примеры:
+
H +ClO4
HClO4
кислота
основание
NH3+H
+
NH4
основание
кислота
+
По данной теории кислотами и основаниями могут
быть как нейтральные молекулы, так и ионы (катионы и
анионы).

13. Электронная теория

Предложена в 1926 г. американским ученым
Гилбертом Льюисом.
Согласно данной теории:
Кислотами называют соединения, являющиеся
акцепторами электронной пары.
Основаниями называют вещества, которые
являются донорами электронной пары.

14. Электронная теория

В результате данного взаимодействия кислота
и основание взаимодействуют между собой с
образованием
связи
по
донорноакцепторному механизму.
В
отличие
от
электролитической
и
протолитической теорий, к кислотам относят
также соединения, не содержащие протонов
(апротонные кислоты).
:NH3 + BF3
NH3BF3

15. Степень диссоциации

Электролиты по разному диссоциируют в растворе.
Количественной
характеристикой
распада
молекул на ионы есть степень электролитической
диссоциации α:
n
100
%
N
n – число продисоциировавших молекул, N - общее
число молекул в растворе.
Величина степени диссоциации зависит от
природы
растворенного
вещества,
температуры раствора и его концентрации.

16. Степень диссоциации

Степень диссоциации определяют экспериментально по
значениям электропроводности растворов электролитов
различной концентрации или по величине изотонического
коэффициента
і 1
n 1
В зависимости от величины степени диссоциации
электролиты делят на:
•сильные (α>30%);
•средней силы (30%>α>3%);
•слабые (α<3%)

17. Свойства растворов сильных электролитов

В растворах сильных электролитов концентрацию
заменяют на активность (обозначает эффективную,
условную концентрацию, согласно с которой ионы
взаимодействуют в химических реакциях):
ак аА
Кд
аКА
Отношение активности ионов к концентрации
называют коэффициентом активности (f). В очень
разбавленных растворах f=1
a
f
CM

18. Коэффициент активности. Ионная сила раствора

Коэффициент
активности
ионов
есть
функцией не только концентрации ионов.
Он также зависит от природы веществ и от
природы электролита:
lg
f
0
.5
z
2
Где, z-заряд иона, µ-ионная сила раствора
1
2
С
іz
i
2

19. Равновесие в растворах слабых электролитов

Для уравнения диссоциации слабого электролита
КА:
К2А
2К++АВыражение для константы диссоциации имеет вид:
К А
Кд
2
К

где [K+] , [A-] равновесные концентрации катиона
и аниона в растворе, [K2A] – равновесная
концентрация недиссоциированых молекул. Кд
выражается в молях/л.

20. Закон разбавления Оствальда:

2
См
Кд
1
Т.к. в растворах слабых электролитов степень
диссоциации очень малая величина, то 1-а=1, тогда
2
Кд
См
Кд-константа диссоциации, а-степень диссоциации,
См-молярная концентрация раствора.
Очень
часто
вместо
констант
диссоциации
пользуются их десятичными логарифмами:
рК lgКд

21. Константы кислотности и основности

Константы диссоциации кислот и оснований
называют
соответственно
константами
кислотности (КА) и основности (КВ).
Произведение константы кислотности и константы
основности, сопряженного с этой кислотой
основания равно ионному произведению воды:
Ка
Кв
Кw
рКа
рКв
14

22.

23.

24. Диссоциация воды. Ионное произведение воды.

Экспериментально установлено, что вода проводит
электрический ток:
Н2О=Н++ОН-, или 2Н2О=Н3О++ОН-
Н
ОН
Кд
Н
О
2
Кд(Н2О)=1,8*10-16, [Н2О]=55,56 моль/л;
Н
ОН
Кд
Н
О
К
10
1
2
w
В чистой воде [H+]=[OH-]. При 22оС [H+]=[OH-] =10-7
моль/л

25. Водородный показатель

Водородным
показателем
рН
отрицательный
десятичный
концентрации ионов водорода:
рН=-lg[H+] или [H+]=10-рН
рН+рОН=14
называют
логарифм

26. Измерение pH

Индикаторы
pH - метры

27.

28.

Буферным называют раствор, содержащий смесь
какой-либо слабой кислоты и ее растворимой
соли.
Являясь компонентами буферных систем
организма, ионы определяют их свойства –
способность поддерживать рН на постоянном
уровне
Буферные системы организма:
1. фосфатная, состоящая из HPO42- и H2PO4-,
поддерживает рН внутриклеточной жидкости в
пределах 6,9 – 7,0.
2. бикарбонатная буферная система, состоящая из
H2CO3 и HCO3-, поддерживающая рН на уровне 7,4.

29.

30. Ацетатный буферный раствор (рН 3,7-5,6)

СН3СООNa→СН3СОО- + Na+
СН3СООH ↔ СН3СОО- + H+
Константа диссоциации
Ка = [СН3СОО- ] [H+]/[СН3СООH ]
Отсюда [H+]= Ка [СН3СООH ]/ [СН3СОО- ]
Или [H+]= Ка [кислота ]/ [основание ]
В логарифмическом виде
рН = рКа – lg [кислота ]/ [основание ]
рН = рКа + lg [основание ]/ [кислота ]

31. Уравнение Гендерсона - Гассельбаха

рН = рКа – lg [кислота ]
[основание ]
рН = рКа + lg [основание ]
[кислота ]
Используют для расчета рН различных
буферных растворов

32. Механизм буферного действия ацетатного буфера

СН3СООNa→СН3СОО- + Na+(полностью диссоциирует)
СН3СООH ↔ СН3СОО- + H+ (частично диссоциирует)
В растворе присутствуют ионы СН3СОО-, H+, Na+
Если прибавить сильную кислоту:
СН3СОО- + H+ ↔ СН3СООH
(сильная кислота меняется на слабую)
Если прибавить щелочь:
СН3СООH +ОН-→ СН3СОО- + Н2О
(образуется малодиссоциированая молекула воды)

33.

Кривая титрования CH3COOH сильным основанием - ацетатный буфер
7
70
CH3COOH
-
CH3COOH =CH 3COO
-
CH3COO
6.5
Буферная емкость = 1 / d(pH)
60
6
5.5
50
Буферный диапазон +- 0.5 pH
pH
5
40
pH = pK = 4.76
4.5
30
4
3.5
20
3
10
2.5
d(pH)/d(B)
2
Буферная емкость определяется количеством эквивалентов сильной кислоты или основания,
0
0.1
0.2
0.3
0.4
0.5
0.6
0.7
0.8
0.9
1
которые необходимо добавить к 1 л буферного раствора, чтобы изменить его pH на единицу.
Эквиваленты основания
0

34. Аммиачный буфер (диапазон рН 8,4-10,3)

NH4OH ↔ NH4+ + OHNH4Cl → NH4+ + ClУравнение Гендерсона Гассельбаха для
этого буфера
рН = 14 - рКв + lg [основание ]
[кислота ]

35. Механизм действия аммиачного буфера

В растворе существует NH3 и NH4+
NH3+НОН ↔NH4+ + ОНПри добавлении кислоты:
NH3 + HCl ↔ NH4Cl
При добавлении щелочи:
NH4+ + ОН- ↔ NH4OH

36. Влияние разведения на рН буферных растворов

Из уравнения Гендерсона Гассельбаха видно,
что при разведении растворов концентрации
двух компонентов уменьшаются одинаково и
поэтому их соотношение остается
постоянным.
[H+] = Ка [кислота ]
[основание ]
= Ка 0.1
0.1
= Ка 0.001
0.001

37. Буферная емкость

Вкисл.=
Буферная емкость
Буферная емкость (В) - это число молей
эквивалента сильной кислоты или
щелочи, которое необходимо добавить к 1
л буферного раствора, чтобы сместить его
рН на единицу
CH (HA ) V(HA )
Вкисл=
,
pH pH0 V(б.p.)
CH (B) V(B)
Восн=pH pH V(б.p.) ,
0

38. Буферная емкость

Буферная емкость максимальна при
соотношении кислоты и соли
1:1 => pH = pK.
Хорошая – при [pK+0.5, pK-0.5]
Достаточная – при [pK+1, pK-1]
Чем выше концентрация раствора, тем
больше его буферная емкость.
Концентрация кислоты и соли в
буферных растворах обычно бывает
порядка 0,05—0,20 М.

39.

40.

41.

Механизм действия фосфатного буфера:
1. при добавлении кислоты
2 Na++HPO42–+H++Cl - NaH2PO4+Na++Cl 2. при добавлении щелочи :
NaH2PO4 + NaOH Na2HPO4 + H2O
Избыток однозамещённого и двузамещённого
фосфата удаляется через почки. Полное
восстановление отношения в буфере происходит
только через 2—3 сут.

42.

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%

43.

ГЕМОГЛОБИНОВЫЙ БУФЕР:
[ HHbO 2 ]
[H ] K
[ HHb ]
[ KHbO2 ]
[H ] K
[ KHb]
где
HHb — дезоксигемоглобин;
HHbO2 — оксигемоглобин;
[ HHbO 2 ]
[H ] K
[ KHb ]
KHb — калиевая соль дезоксигемоглобина;
KHbO2 — калиевая соль оксигемоглобина

44.

Механизм действия гемоглобинового буфера
1. Гемоглобин является белком, он амфотерен
COO-
COOH
+ H + + Cl- Pt
Pt
NH3 +
NH3+Cl
COO-
COONa
+ Na + + OH- Pt
Pt
NH3 +
NH3+OH
2. буферная система, состоящая из оксигемоглобина и
калиевой соли гемоглобина, участвует в выделении
углекислоты из организма,понижая рН
По силе HHbO2 >H2CO3 > HHb

45. ГЕМОГЛОБИНОВАЯ КИСЛОТНО-ОСНОВНАЯ БУФЕРНАЯ СИСТЕМА КРОВИ

ГЕМОГЛОБИНОВАЯ КИСЛОТНООСНОВНАЯ БУФЕРНАЯ
СИСТЕМА КРОВИ

46. Связывание катионов водорода имидазольными группами гемоглобина.

47. БЕЛКОВАЯ КИСЛОТНО-ОСНОВНАЯ БУФЕРНАЯ СИСТЕМА

48.

В тканях и лёгких протекают следующие процессы:
1. В тканях:
KHb + H2CO3 HHb + KHCO3
Происходит вытеснение HHb из его соли.
2. В лёгких:
HHb + O2 HHbO2карбоангидраза
3. В лёгких:
HHbO2 + KHCO3 H2CO3 + KHbO2
H2CO3 H2O + CO2
Происходит вытеснение более слабой угольной кислоты из
её соли.
4. В тканях:
KHbO2 KHb + O2

49.

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 которых в организме способствует
понижению рН 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

50. Требования к буферным растворам

1. Обладать достаточной буферной емкостью в
требуемом диапазоне значений рН.
2. Обладать высокой степенью чистоты.
3. Хорошо растворяться в воде и не проникать через
биологические мембраны.
4. Обладать устойчивостью к действию ферментов и
гидролизу.
5. рН буферных растворов должен как можно меньше
зависеть от их концентрации, температуры и ионного
или солевого состава среды.
6. Не оказывать токсического или ингибирующего
действия.
7. Не поглощать свет в видимой или
ультрафиолетовой областях спектра.
English     Русский Rules