Способы приготовления буферного раствора

Буферные растворы и их приготовление

Химические процессы, протекающие в тканях организма, особенно с участием ферментов, требуют наличия ряда условий, среди которых важное значение имеет рН среды. Как известно, степень кислотности данного раствора зависит от концентрации ионов Н+ , а степень его щелочно­сти — от концентрации ионов ОН-.

При определенной температуре произведение положи­тельно и отрицательно заряженных ионов -величина постоянная. Зная один из показателей, можно определить другой. Исходя из этого положения, в химии принято обозначать кислотность или щелочность раствора условно через водородный показатель (рН), представляющий лога­рифм концентрации ионов Н+ , взятый с обратным знаком. Так, при рН 7,0 концентрация ионов Н+ равна концентрации ионов ОН- и раствор имеет нейтральную реакцию. Чем показатель рН меньше 7,0, тем концентрация ионов Н+ выше (ведь показатель с обратным знаком) и тем больше кислотность раствора. Наоборот, чем рН больше 7,0, тем меньше ионов Н+ в растворе и более выражены его щелочные свойства.

Различные ферменты требуют для проявления своей активности разные значения рН.

Так, оптимальное условие для действия щелочной фосфатазы при рН 9,0, тогда как для кислой фосфатазы требуется рН 5,0.

Чтобы обеспечить наилучшие условия для проявления активности гистохимически выявляемого фермента, необходимо, чтобы в среде инкубации поддерживалось значение рН, оптимальное для данного фермента. Это условие достигается введением в среду инкубации буферных смесей с заданными значениями рН. Наиболее распространенными буферными растворами являются фосфатный, ацетатный и трис-буфер.

Приготовление буферных растворов

Прежде чем дать прописи буферных смесей, необходимо напомнить, что для определения концентрации растворов реактивов приняты понятия молярность (М) и нормальность (N).

Молярность раствора (М) — количество грамм-молей вещества, содержащихся в 1 л раствора. Грамм-моль — молекулярная масса данного вещества, выраженная в граммах. Например, для приготовления раствора в концентрации 0,2 М необходимо на 1 л раствора взять вещество в количе­стве, равном 0,2 его молекулярной массы.

Нормальность (N) — количество грамм-эквивалентов в 1 л раствора.

Грамм-экивалент — количество данного вещества, химически равноценное в данной реакции 1 грамм-атому водорода.

Для сложных веществ — это количество вещества, соответствующее прямо или косвенно при химических превращениях 1 грамму водорода или 8 граммам кислорода.

Эоснования = Моснования / число замещаемых в реакции гидроксильных групп

Экислоты = Мкислоты / число замещаемых в реакции атомов водорода

Эсоли = Мсоли / произведение числа катионов на его заряд

Э H2SO4 = М H2SO4 / 2 = 98 / 2 = 49 г

Э Ca(OH)2 = М Ca(OH)2 / 2 = 74 / 2 = 37 г

Э Al2(SO4)3 = М Al2(SO4)3 / (2· 3) = 342 / 2= 57 г

Фосфатный буфер (рН 6,0—8,0).

А — 0,2 М КН2 РО4 (13,6 г соли в 1 л дистиллированной воды);

Б — 0,2 М Na2 НР04 (31,2 г Na2 НРО4 . 2Н2 О в 1л ди­стиллированной воды).

Для получения 100 мл буфера нужного рН следует слить растворы Аи Б в количествах, указанных в табл. 1.

Источник

Приготовление буферных растворов

Понятие, классификация, действие, применение в химическом анализе буферных растворов. Анализ буферных систем в организме человека. Специфика приготовления раствора гидроксида и тетрабората натрия. Расчет значения и измерение pH натриевого буфера.

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Размещено на http://www.allbest.ru/

1. Литературный обзор

1.1 Понятие о буферных растворах

1.2 Классификация буферных растворов

1.3 Механизм действия буферных растворов

1.4 Применение буферных растворов в химическом анализе

1.5 Буферные системы в организме человека

2. Приготовление буферных растворов

3. Экспериментальная часть

3.1 Реактивы, посуда, оборудование

3.2 Приготовление раствора гидроксида натрия

3.3 Приготовление раствора тетрабората натрия

3.4 Расчет значения pH

3.5 Измерение pH полученного буфера

Многие реакции в растворе протекают в нужном направлении только при определенной концентрации ионов Н+. Изменение её в ту или иную сторону от соответствующего оптимального значения приводит к появлению новых, часто нежелательных продуктов. В связи с этим, поддержание постоянного значения рН на протяжении всего времени осуществления реакции часто является важным условием ее успешного завершения.

Особенно актуально это для биохимических процессов, протекающих в живых организмах. Большинство из них катализируется различными ферментами или гормонами, проявляющими свою биологическую активность только в строго определенном и достаточно узком интервале значений рН.

Растворы, способные сохранять постоянной концентрацию ионов Н+ при добавлении к ним небольших количеств сильной кислоты или щелочи, а также при разбавлении, называются буферными растворами или буферными системами.

Целью данной работы является изучение литературы по различным буферным системам и приготовление одного из буферных растворов.

При выполнении данной работы предполагалось решить следующие задачи:

1) Провести литературный обзор по существующим буферным растворам.

2) Приготовить буферный раствор с определенным значением pH.

1. Литературный обзор

1.1 Понятие о буферных растворах

Буферные растворы — это растворы, рН которых практически не меняется при разведении, а также при добавлении небольших количеств кислот или щелочей [1]. В лабораторной практике очень часто приходится работать с растворами, которые должны иметь определенную величину рН. Для этого и готовят буферные растворы.

При добавлении к воде небольших количеств кислоты или щелочи происходит изменение концентрации ионов водорода и, следовательно, рН раствора. Если эти же количества кислоты или щелочи прибавить не к воде, а к смеси водных растворов слабой кислоты и ее соли или слабого основания и его соли, то [Н + ], а следовательно, и рН раствора практически не изменится.

Свойство этих растворов сохранять неизменной концентрацию ионов водорода при разбавлении, добавлении к ним небольших количеств сильных кислот или щелочей, называется буферным действием [2].

Буферные растворы находятся в водах мирового океана, почвенных растворах и живых организмах. Они выполняют функции регуляторов, поддерживающих активную реакцию среды при определенном значении, необходимом для успешного протекания реакций обмена веществ [1].

Действие буферных растворов основано на том, что отдельные компоненты буферных смесей связывают ионы Н + или ОН — вводимых в них кислот или оснований, образуя при этом слабый электролит.

При добавлении к буферным растворам небольших количеств кислоты или щелочи и при разбавлении их рН практически не изменяется. Однако это справедливо только при добавлении кислот и щелочей в определенных пределах; если их прибавить много, то буферные свойства исчезают, так как будет превышена буферная емкость раствора [3].

За единицу буферной емкости смеси условно принимают емкость такого раствора, для изменения рН которого на единицу требуется ввести 1 моль-эквивалент сильной кислоты или щелочи на 1 л буферного раствора.

Если буферная емкость раствора А больше буферной емкости раствора В, то это значит, что для изменения рН раствора на одну единицу в раствор А необходимо добавить большую концентрацию кислоты или щелочи, чем в раствор В.

Если к буферному раствору, имеющему различную концентрацию компонентов, прибавлять равные количества кислоты или щелочи, то рН раствора изменяется в различной степени.

Для одного и того же буферного раствора буферная емкость тем больше, чем выше концентрации его компонентов [4].

Таким образом, можно сделать выводы:

* буферный раствор обладает определенной буферной емкостью;

* максимальную буферную емкость имеют растворы, которые содержат равные концентрации слабой кислоты и ее соли или слабого основания и его соли;

* буферная емкость тем больше, чем выше концентрация компонентов буферной смеси.

Часто на практике возникает необходимость выполнять операции или реакции при определенных значениях рН. А если в результате реакции выделяются Н + или ОН — -ионы, то рН будет меняться, при этом может измениться кинетика, механизм процессов, растворимость осадков, ионизация соединений и т.д. В этих случаях для поддержания определенного значения рН раствора пользуются буферными растворами [5].

1.2 Классификация буферных растворов

Различают естественные и искусственные буферные растворы. Естественным буферным раствором является кровь, содержащая гидрокарбонатную, фосфатную, белковую, гемоглобиновую и кислотную буферные системы. Искусственным буферным раствором может быть ацетатный буфер, состоящий из СН3СООН.

Буферные растворы могут иметь кислую реакцию среды (рН 7). [6].

Буферные системы могут быть четырех типов:

1) Слабая кислота и ее анион:

Например: ацетатная буферная система

СН₃СООNa и СН₃СООН, область действия рН = 3, 8 — 5, 8.

2) Слабое основание и его катион:

Например: аммиачная буферная система

NH₃ и NH₄Cl, область действия рН = 8, 2 — 10, 2.

3) Анионы кислой и средней соли:

Например: карбонатная буферная система

Na₂CO₃ и NaHCO₃, область действия рН = 9, 3 — 11.

4) Смесь двух кислых солей:

Например: фосфатная буферная система

1.3 Механизм действия буферных растворов

Разберемся, на чем основаны свойства буферных растворов, на примере буферной смеси уксусной кислоты и ацетата натрия.

1) Разбавление водой

Уксусная кислота — кислота слабая, кроме того, ее диссоциация еще уменьшается благодаря присутствию ацетата натрия (влияние одноименного иона). буферный раствор гидроксид тетраборат

Предположим, что рассматриваемый раствор разбавляют водой в 10 или в 20 раз. Казалось бы, вследствие сильного уменьшения концентрации уксусной кислоты концентрация ионов Н + должна уменьшиться, но этого не происходит, потому что с разбавлением увеличивается степень диссоциации уксусной кислоты, так как уменьшается концентрация ацетата натрия, подавляющего диссоциацию уксусной кислоты этого раствора. Следовательно, при разбавлении водой рН практически не изменится.

2) Прибавление сильной кислоты

При добавлении к буферной смеси небольшого количества сильной кислоты, например, соляной, происходит реакция:

CH₃COONa + НСl = NaCl + СН₃СООН.

Ионы Н + , поступающие в раствор, будут связываться в молекулы уксусной кислоты с малой степенью диссоциации. Таким образом, концентрация ионов Н+ почти не увеличится и рН раствора практически не изменится

Если такое же количество кислоты прибавить в чистую воду, все ионы Н + останутся в растворе, концентрация ионов водорода увеличится во много раз и рН раствора заметно изменится. А водород, как известно — Самый распространенный химический элемент.

3) Прибавление небольшого количества щелочи

Прибавленная в буферную смесь щелочь вступает в реакцию с уксусной кислотой:

Ионы ОН — связываются ионами Н + уксусной кислоты в недиссоциированные молекулы воды. Однако убыль этих ионов пополняется в результате диссоциации молекул уксусной кислоты. Таким образом, рН раствора после прибавления щелочи практически не изменится.

Если же прибавить щелочь в чистую воду, все ионы ОН — останутся в растворе. Концентрация ионов ОН — резко возрастет, концентрация ионов Н + соответственно уменьшится и рН раствора изменится заметно.

Аналогичные явления наблюдаются при добавлении небольших количеств кислот и щелочей к другим буферным смесям [8].

1.4 Применение буферных растворов в химическом анализе

Буферные растворы широко применяются в химическом анализе в тех случаях, когда по условиям опыта химическая реакция должна протекать при соблюдении точного значения pH, не меняющегося при разбавлении раствора или при добавлении к нему других реагентов.

Например, при проведении реакции окисления-восстановления, при осаждении сульфидов, гидроокисей, карбонатов, хроматов, фосфатов и др [9].

Ацетатный буферный раствор (CH₃COONa и CH₃COOH) применяют при осаждении осадков, не осаждаемых в кислых или щелочных растворах. Вредное влияние кислот подавляет ацетат натрия, который вступает в реакцию с сильной кислотой.

Аммиачно-аммонийный буферный раствор (NH₃ и NH₄CI) применяют при осаждении карбонатов бария, стронция, кальция и отделения их от ионов магния; при осаждении сульфидов никеля, кобальта, цинка, марганца, железа, а также при выделении гидроокисей алюминия, хрома, бериллия, титана, циркония, железа и т.п.

Формиатный буферный раствор (HCOOH и HCOONa) применяют при отделении ионов цинка, осаждаемых в виде в присутствии ионов кобальта, никеля, марганца, железа, алюминия и хрома.

Фосфатный буферный раствор (Na₂HP0₄ и NaH₂PO₄) используют при проведении многих реакций окисления — восстановления.

Для успешного применения буферных смесей в целях анализа необходимо помнить о том, что не всякая смесь пригодна для данного анализа.

Буферную смесь выбирают в зависимости от ее назначения. Она должна удовлетворять определенному качественному составу, а ее компоненты должны присутствовать в растворе в определенных количествах, так как действие буферных смесей зависит от соотношения концентраций их компонентов [7].

1.5 Буферные системы в организме человека

Организм можно определить как физико-химическую систему, существующую в окружающей среде в стационарном состоянии. Именно эта способность живых систем сохранять стационарное состояние в условиях непрерывно меняющейся среды и обусловливает их выживание. Для обеспечения стационарного состояния у всех организмов — от морфологически самых простых до наиболее сложных — выработались разнообразные анатомические, физиологические и поведенческие приспособления, служащие одной цели — сохранению постоянства внутренней среды [10].

Это относительное динамическое постоянство внутренней среды (крови, лимфы, тканевой жидкости) и устойчивость основных физиологических функций (кровообращения, дыхания, терморегуляции, обмена веществ и т.д.) организма человека и животных называется гомеостазом.

Этот процесс осуществляется преимущественно деятельностью лёгких и почек за счёт дыхательной и выделительной функции. В основе гомеостаза лежит сохранение кислотно-основного баланса.

Основная функция буферных систем предотвращение значительных сдвигов рН путём взаимодействия буфера как с кислотой, так и с основанием. Действие буферных систем в организме направлено преимущественно на нейтрализацию образующихся кислот.

Н + + буфер — Н-буфер

В организме одновременно существует несколько различных буферных систем. В функциональном плане их можно разделить на бикарбонатную и небикарбонатную. Небикарбонатная буферная система включает гемоглобин, различные белки и фосфаты. Она наиболее активно действует в крови и внутри клеток [11].

Бикарбонат является ключевым компонентом главной буферной системы организма. Она состоит из двух кислотно-основных частей, находящихся в динамическом равновесии: угольная кислота / бикарбонатный ион и бикарбонатный ион / карбонатный ион.

Кислоты, образующиеся в процессе метаболизма, нейтрализуются бикарбонатом. При рН около 7.4 в организме преобладает бикарбонатный ион, и его концентрация может в 20 раз превышать концентрацию угольной кислоты. По своей природе угольная кислота очень нестойкая и сразу же после своего образования расщепляется на углекислый газ и воду. Реакции образования и последующего быстрого расщепления угольной кислоты в организме настолько совершенны, что им часто не придают особого значения. Эти реакции катализируется ферментом карбоангидразой, который находится в эритроцитах и в почках. В зависимости от условий, обе реакции могут идти в том или ином направлении.

Если в закрытой системе появляется избыток углекислого газа, то равновесие этих реакций смещается влево, что приводит к незначительному снижению рН. Особенность бикарбонатной буферной системы состоит в том, что она открыта. Избыток ионов водорода связывается с бикарбонатом, образующийся при этом углекислый газ стимулирует дыхательный центр, вентиляция лёгких повышается, а излишки углекислого газа удаляются при дыхании. Так в организме поддерживается баланс рН. Чем больше в клетках образуется ионов водорода, тем больше расход бикарбонатного буфера. На этом этапе метаболизма подключаются почки, которые выводят избыток ионов водорода, и количество бикарбоната в организме восстанавливается.

Рис. 1. Буферные системы организма.

Небикарбонатные буферные системы активно функционируют в крови и внутри клеток. Фосфатный буфер может действовать как в составе органических молекул, так и в качестве свободных ионов. Одна его молекула способна связывать до трёх катионов водорода. Белки могут присоединять к своей полипептидной цепочке как кислотные, так и основные группы.

Буферная ёмкость белковой буферной системы может охватывать широкий диапазон рН. В зависимости от имеющейся величины рН она может связывать как гидроксильные группы, так и ионы водорода. Третья часть буферной ёмкости крови приходится на гемоглобин. Каждая молекула гемоглобина может нейтрализовать несколько ионов водорода. Когда кислород переходит из гемоглобина в ткани, способность гемоглобина связывать ионы водорода возрастает и наоборот: когда в лёгких происходит оксигенация гемоглобина, он теряет присоединённые ионы водорода. Освободившиеся ионы водорода реагируют с бикарбонатом, и в результате образуется углекислый газ и вода. Образовавшийся углекислый газ удаляется из лёгких при дыхании. Приведённый пример иллюстрирует процесс восстановления небикарбонатных буферных систем с помощью бикарбонатной буферной системы.

Этот процесс можно рассматривать как цепь реакций, в результате которых ион водорода перемещается между различными буферными системами, в конечном итоге достигая бикарбонатного буфера.

Как описано выше, образовавшиеся в результате метаболизма кислоты сразу же попадают под контроль различных буферных систем. Это препятствует резким сдвигам рН внутренней среды организма. Образующийся углекислый газ выделяется через лёгкие при дыхании, а нелетучие кислоты могут экскретироваться только почками [12].

Поддержание буферной ёмкости организма и восстановление различных буферных систем происходит за счёт восстановления уровня сывороточного бикарбоната. Этот процесс осуществляется в почках.

На первом этапе образования мочи (клубочковая фильтрация) образуется ультрафильтрат плазмы, представляющий собой первичную мочу, по составу аналогичную плазме. В первичной моче содержится значительное количество бикарбоната, который организму необходимо сохранить. Поэтому, когда уровень бикарбоната в плазме падает ниже физиологических показателей, в проксимальных канальцах почек при участии фермента карбоангидразы начинается процесс реабсорбции профильтрованных в клубочках бикарбонатных ионов.

Рис.2. Процесс сохранения ионов бикарбоната в почках.

Но одного сохранения бикарбоната недостаточно, так как большое его количество расходуется на восстановление других буферов организма и теряется при дыхании в виде углекислого газа. Количество бикарбоната в организме необходимо постоянно восполнять. Этот процесс осуществляется в дистальных канальцах при участии карбоангидразы. При этом в мочу секретируются ионы водорода, которые связываются с фосфатами или аммонием в канальцевом фильтрате, а бикарбонатные ионы возвращаются в кровь. Происходит секреция нелетучих кислот и восстановление бикарбоната[11].

В результате процессов, описанных выше, предотвращаются потери бикарбоната с мочой, и образуется дополнительное количество ионов бикарбоната, которое соответствует эндогенной продукции катионов водорода. При нормальных условиях происходит восстановление физиологического уровня бикарбоната в крови (24 — 27 моль/л).

Ухудшение функции почек ведёт к снижению секреции ионов водорода и реабсорбции бикарбоната, в организме происходит накопление кислот, а уровень бикарбоната плазмы падает ниже физиологической нормы. В начальной стадии почечной недостаточности за счёт гипервентиляции некоторое время может поддерживаться физиологический уровень рН плазмы, хотя затем всё равно развивается метаболический ацидоз.

Для снижения кислотной нагрузки и улучшения самочувствия больных на этой стадии почечной недостаточности назначается диета с ограничением белка и таблетированный бикарбонат [10].

По мере прогрессирования почечной недостаточности в метаболизм вовлекаются все имеющиеся буферные запасы организма, включая карбонат, содержащийся в костях. В дальнейшем, когда симптомы становятся опасными для жизни, наступает необходимость в лечении диализом.

Несмотря на усилия врачей, большинство диализных больных постоянно находится в состоянии метаболического ацидоза. Это объясняется тем, что за время гемодиализау них не происходит адекватной коррекции кислотно-основного состояния [12].

В результате различных метаболических процессов в нашем организме постоянно образуются различные кислоты. Они сразу же нейтрализуются буферными системами, среди которых наиболее важной является бикарбонатная. Для поддержания постоянного уровня рН внутренней среды организма расходуется бикарбонат, что требует его постоянной регенерации. В норме этот процесс происходит в почках. У больных с почечной недостаточностью функцию почек замещает диализ, а буферная ёмкость крови восстанавливается посредством включения в состав диализирующего раствора различных буферных источников, наиболее физиологичным из которых является бикарбонат. Из-за недостаточной коррещии кислотно-основного состояния во время сеанса гемодиализа многие диализные больные постоянно находятся под воздействием метаболического ацидоза[10].

2. Приготовление буферных растворов

В лабораторной практике пользуются буферными растворами с заранее известными значениями pH. Итак, приготовление буферных растворов осуществляется при использовании растворов слабой кислоты и ее соли с сильным основанием или слабого основания и его соли с сильной кислотой. Затем, изменяя количественные соотношения компонентов, готовят буферные растворы с заданным значением pH. [13].

К примеру, необходимо приготовить ацетатный буфер с несколькими значениями pH. Вначале готовят 5М растворы ацетатной кислоты и ацетата натрия. Для приготовления первого раствора берут по 50 мл каждого из компонентов. Руководствуясь формулой, определяют концентрацию ионов Н + в полученном растворе. Для следующего буферного раствора например, берут 80 мл раствора кислоты и 20 мл раствора соли, приготовленных ранее. Существуют методики приготовления различных буферных растворов, применяемых в химическом анализе и лабораторной практике[14].

Мы будем готовить боратный буферный раствор (pH=9.3-11). Боратный буферный раствор — это смесь растворов щелочи (NaOH) и тетрабората натрия (Na₂B₄O₇*10H₂O). Способ приготовления: Раствор NaOH (0,1 М) объемом, указанным в таблице1, поместить в колбу на 100 мл и разбавить раствором тетрабората натрия (0,05 М) до метки.

Таблица 1. Соотношение объемов NaOH и значений pH боратного буфера[15].

Источник

Вам также может понравиться

Ясень семена способ распространения

Ясень обыкновенный Fraxinus excelsior – так в ботанической

Ярлыки способы создания ярлыков ос windows

Создаем ярлыки на рабочем столе Windows Создаем ярлыки

Японское удобрение фуджима способ применения

Удобрения Фуджима Знаете потрясающее удобрение, палочка

Японский чай способ заварки

Технология заваривания японского чая Известно, что