Визначення рН буферним методом

Водневе число

Концентрації іонів Н+ і ВІН- — величини сполучені. Щоб визначити реакцію середовища розчину, необхідно знати концентрацію одних яких-небудь іонів — Н+ чи OH-¹. Реакція середовища найчастіше визначається концентрацією іонів водню

Користаючись іонним добутком води (VII.2), можна визначити реакцій) будь-якого середовища. Наприклад, відомо, що в розчині сон = 10-⁵ Для визначення значення сН числове значення сон підставляють у рівняння (VII.2):

[Н+] [ВІН-] = 10-¹⁴;

[Н+] • 10-⁵ = 10-¹⁴;

[Н+] == 10-¹⁴ — 10-⁵ = 10-⁹.

Точно так само визначають значення сон. Наприклад, відомо, що сН - 10-³. Для визначення значення сон знову користаються рівнянням (VII.2):

10-³ [ВІН-] =10-¹⁴;

[ВІН^-] =10^-14-10^-3=10^-11

Визначення сН за допомогою лакмусового папірця дозволяє виділити три середовища: кислу (від 10° до 10-⁷),- нейтральну (10-⁷) і лужну (від 10--⁷ до 10-¹⁴). За числовим значенням сН у розчині реакції бувають наступні: сильнокислые (10° — 10-²), кислі (10-² — 10-⁵), слабокислые (10-⁵ — 10-⁷), нейтральні (10-⁷), слабощелочные (10-⁷ — 10-⁹), лужні (10-⁹—10-¹²) і сильнощелочные (10-¹² — 10-¹⁴).

Водневий показник

Водневий показник рн — величина, що характеризує концентрацію (активність) іонів водню в розчинах. Він чисельно, дорівнює негативному десятковому логарифму концентрації (активності) іонів Н+, вираженої в моль/л:

p=-lgc. (VII.3)

Водяні розчини можуть мати величину рН від 0 до 14. У чистій воді і нейтральних розчинах рН =- 7, у кислих рН < 7 у лужних рН > 7.

Концентрація іонів Н+ і ВІН" залежить від температури. Зі збільшенням температури ступінь дисоціації води зростає

4. Загальна й активна кислотність

У різних розчинах міститься неоднакова кількість іонів Н+ і ВІН-. При нейтралізації кислоти лугом іони Н+ і ВІН— з'єднуються в молекулу води. При титруванні кислоти лугом в остаточному підсумку беруть участь всі атоми кислотного водню. Вони і визначають загальну (аналітичну, чи титруемую) кислотність. Таким чином, загальною кислотністю називають кислотність, що визначається загальною кількістю кислотного водню, укладеного в одиниця об'єму..

Загальна кислотність нормальних розчинів усіх кислот однакова, Вона дорівнює 1 м кислотного водню в1 л 1 н. розчину, у децинормальных розчинах вона дорівнює 0,1 г/л, у сантинормальных—0,01 г/л і т.д.

Той самий обсяг розчину різних кислот володіє неоднаковою кислотною активністю. Така активність визначається активною кислотністю, що дорівнює концентрації (точніше активності) вільних іонів Н+ у розчині. Її величина визначається ступенем дисоціації, кислоти .

Поняття загальної й активної кислотностей можна проілюструвати на двох кислотах — соляної й оцтовий. Приготуємо нормальні розчини кислот. Один .літр кожної кислоти містить 1 моль кислотного водню. Активність кислот різна. Вона залежить від концентрації вільних іонів Н+ у розчинах обох кислот. Концентрація вільних іонів водню Н+ визначається загальною концентрацією кислотного водню, помноженої на ступінь дисоціації. Ступінь дисоціації в цих кислотах різна. Так, для НС1 а == 0,79, а для СНзСООН — a == 0,0034. Концентрація іонів кислотного водню дорівнює загальної концентрації кислоти в 1 л, помноженої на ступінь дисоціації-. Для соляної кислоти

Зa = 1 • 0,79 = 0,79 г/л,

а для оцтової кислоти

Зa = 1 - 0,0034 г/л = 0,0034,

т. е. обидва розчини -— однонормальні. Існує поняття «потенційна кислотність». Вона являє собою «запас» недиссоциированных молекул кислоти і є різницею між загальною й активною кислотностями. Прикладом може бути та ж оцтова кислота:

[Сндсоон] =. [CHgCOO-] + [Н+].

Потенційна Активна

Загальна

Розчини основ відрізняються друг від друга концентрацією іонів ВІН-. Як і в розчинах кислот, розрізняють загальну, активну і потенційну лужність.

Активна кислотність розчинів визначається колориметрическим (за допомогою індикаторів),-потенциометрическим (за допомогою чи потенціометра рН-метра) і буферним методами

Індикатори

Індикатори (від лат. indico — указую) — речовини/за допомогою яких визначають рн середовища, установлюють крапку при чи титруванні величину окислювально-відновного потенціалу. По хімічних властивостях індикатори .є слабкими чи кислотами підставами. Застосовуються в невеликих кількостях — у виді декількох крапель. При дисоціації молекул індикатора виникає фарбування, по інтенсивності якої, визначається кількісне значення реакції середовища.

Індикатори застосовуються в хімічному і біохімічному аналізі. Їх розділяють на наступні групи: кислотно-лужні, окислювально-відновні, комплексометрические, адсорбційні і хемілюмінесцентні.

З цих груп найбільший інтерес представляють кислотно-лужні індикатори. Вони застосовуються для колориметрического методу визначення рн і в хімічному аналізі (ацидометрия, алкаліметрія). Такі індикатори найчастіше є похідними трифепилметана чи інших циклічних органічних сполук. Їхньої молекули в залежності від сн можуть бути в диссоциированном чи недиссо-циированном стані. Реакція середовища прямо впливає і. на ступінь дисоціації. Отже, пофарбованих іонів може бути чи більше менше. Молекули індикаторів можуть під впливом сн перетерплювати внутрімолекулярну перебудову, що відбивається на характері й інтенсивності фарбування середовища.

Виникнення фарбування зв'язане з присутністю в молекулі індикатора двох видів груп — хромофорів і ауксохромов. Хромофори в складі молекули містять ненасичені зв'язки. Ними найчастіше є диазогрупиы, нитрогруппы, хиноидная угруповання й ін. Ауксохромы звичайно представлені гідроксилом, аминогруппой, сульфгідрильною групою й ін.

Індикатори, як говорилося вище, є слабкими чи кислотами підставами. Якщо умовно позначити індикатор-кислоту Hind, то при дисоціації її молекули утвориться іон водню і пофарбований аніон!

Н Ind ( Н+ + Ind-.

У кислому середовищі така дисоціація не відбувається, і розчин приймає фарбування недиссоциированного індикатора. Прикладом може бути фенолфталеин. По своїх властивостях він є слабкою кислотою, тому в кислому середовищі його молекуда не диссоциирует;

У лужному середовищі відбувається дисоціація молекули індикатора-кислоти на іони водню й аніони. Виникає фарбування досліджуваного розчину, що залежить від сн;

Якщо індикатор є підставою, то його молекули диссоциируют у кислому середовищі, обумовлюючи її фарбування різної інтенсивності:

У ряді випадків, крім ступеня дисоціації електроліту, фарбування обумовлюється внутрімолекулярною перебудовою індикатора під впливом різної сН. Прикладом може бути, фенолфталеин, що застосовується як індикатор для лужних середовищ. Під впливом низьких значень сН відбувається утворення хиноидного ядра молекули індикатора, що і є причиною фарбування середовищ при наявності в молекулі ауксохромной групи -Вінють-Розрізняють одне- і двоколірні індикатори. До одноколірних індикаторів відноситься фенолфталеин. З його допомогою визначається реакція лужного середовища від рн 8,3 до 10. Молекула фенолфталеина в кислому середовищі безбарвне, оскільки він-слабка кислота і тут не диссоциирует. Прикладом двоколірних індикаторів може бути метилоранж, що є слабкою підставою. Метилоранж у недиссоциированном виді має жовтогаряче фарбування. Ступінь його дисоціації залежить від сн. У кислому середовищі його молекули диссоциируют на іони. Катіони цього індикатора обумовлюють червоне фарбування середовища різної інтенсивності пр'и рн від 3,1 до 4.4.

6. Зона віражу індикаторів

За допомогою індикатора можна визначити значення рН. Область значення рН, у межах якої відбувається помітне неозброєним оком зміна кольору індикатора, називається зоною віражу, чи областю переходу фарбування індикатора. Для кожного індикатора існують нижня і верхня границі рн. Одна з вони-відповідає повному' придушенню -дисоціації молекул індикатора, друга — загальної дисоціації молекул індикатора; Вище И нижче цих границь індикатор не дає точних зведень про реакцію середовища. Повна зміна фарбування Індикаторів від IndOH до Ind+ чи від Н Ind до Ind- знаходиться в середньому в межах двох одиниць рн

Індикатори є слабкими електролітами. Відповідно до закону діючих мас для - індикаторів мається визначена константа дисоціації;

Для кожного індикатора характерна своя крапка переходу. Як приклад візьмемо індикатор-кислоту. У кислому середовищі індикатор не диссоциирует. З його допомогою визначається реакція середовища в лужній зоні. В міру збільшення концентрації іонів ВІН-і зростає дисоціація молекул індикатора. При визначеному значенні сн настає стан, коли концентрація недиссоциированных молекул індикатора дорівнює концентрації диссоциированных:

т. е. їхнє співвідношення дорівнює одиниці. Відповідно до рівняння (VII.4) у даному випадку концентрація іонів Н+ чисельно дорівнює константі дисоціації індикатора;

Таблиця23. Константа дисоціації і зона віражу найважливіших індикаторів •

По негативних логарифмах цих величин установлюють, що водневий показник чисельно дорівнює показнику константи дисоціації:

рН=.р/С. ,(VII.7;

Водневий показник, дорівнює показнику константи дисоціації індикатора, називається крапкою переходу. Індикатор у крапці переходу приймає проміжне фарбування. Так, метилоранж у недиссоциировайной формі пофарбований у жовтогарячий колір, у крапці переходу— у червоно-жовтий. Зона віражу—3,1—-4,4.

Для грубого визначення реакції середовища застосовуються універсальні індикатори, що представляють собою суміш

7. Колориметрический і електрометричний методи визначення рн

Колориметрический (від лат. color — колір і греч. metric — вимірюю, визначаю) метод визначення рН заснований на вимірі концентрації іонів Н+ у пофарбованому индикато- __ ром досліджуваному розчині в порівнянні з пофарбованим тим же індикатором розчином з відомою концентрацією тих же іонів (стандартним розчином). • _

Теоретичною основою застосування колориметрического методу є закон Ламберта — Бера (1760): для двох розчинів, що однаково поглинають свет. добуток концентрації З на товщину шаруючи розчину h виявляєте я величиною постійної:

З даного закону випливає, що при рівному поглинанні світла двома розчинами 'з який концентрація одного відома (стандартного), концентрація іншого розчину буде така ж.

Однак колориметрический метод визначення рн має недоліки, які варто враховувати при проведенні точних досліджень рн (з точністю 0,01, 0,001 і т.д.).. По-перше, метод недостатньо точний — з його допомогою визначається рн із точністю ±0,1—0,2. По-друге, ивдикатор сам є слабкою • чи кислотою слабкою підставою. Його молекули диссоциируют, тому рН досліджуваного розчину може зрушуватися в кислу чи лужну сторону, що обумовлює кислотну чи лужну -помилки. Крім того, при визначенні рН розчинів чи білків солей виникають «білкові» і «сольові» помилки. Варто враховувати і температуру, тому що з підвищенням температури змінюється константа дисоціації води й інших електролітів. Так, якщо для р-нитрофенола рк. при 0 °С дорівнює 7,3, то при 50 °С — 6,31.

Електрометричний метод визначення рн заснований на вимірі електрорушійної сили (э.д. с.), що виникає в результаті різниці потенціалів двох електродів — електрода визначення й електрода порівняння. Потенціал електрода визначення залежить від концентрації іонів Н+ у досліджуваному розчині.

Для цих цілей застосовуються потенціометри і рН-метры різних моделей.

8. Буферні- розчини

Буферні розчини — це розчини, що містять буферні системи. Буферними системами називаються суміші, у складі яких містяться у визначеному кількісному ^ співвідношенні слабкі -кислоти і їхньої солі із сильними чи підставами слабкі підстави і їх -солі із сильними кислотами. Такі, розчини мають стійку концентрацію іонів' Н+ при розведенні нейтральним розчинником (водою) і додаванні до них визначених кількостей сильних чи кислот основ.

Буферні розчини знаходяться у водах світового океану, ґрунтових розчинах і живих організмах. Буферні розчини виконують функції регуляторів,' підтримуючих активну реакцію середовища при визначеному значенні, необхідному для успішного протікання реакцій обміну речовин. Буферні розчини класифікуються на кислотні й основні. Прикладом перших може бути ацетатна буферна система, друга-амонійна. Розрізняють природні і штучні буферні розчини. Природним буферним розчином є Кров, що містить гідрокарбонатну, фосфатну, білкову, гемоглобиновую і кислотну буферні системи. Штучним буферним розчином може бути ацетатний буфер, що складається з; СН₃СООН і CH ₃COONa.

собенности внутрішнього складу .і механізму дії буферних систем розглянемо на прикладі ацетатної буферної системи: СН₃СООН/СНзСООNа. У водяному середовищі компонента буферної системи піддаються електролітичної дисоціації:

Для кожного електроліту, відповідно до закону діючих мас, існує своя константа дисоціації:

Концентрація іонів Н+ кислоти буферної системи визначається наступним, рівнянням:

- Ацетат натрію, як сіль слабкої кислоти і "сильної підстави, цілком диссоциирует на іони:

-

,,- Наявність аніонів у такій буферній суміші залежить від концентрації в ній солі і ступеня її дисоціації:

У зв'язку з тим, що концентрація аніонів в ацетатній буферній системі залежить від концентрації в ній солі, те приводимо деякі зміни в рівнянні, що характеризує сн кислоти в ацетатному буфері

Отже, концентрація іонів Н+ .у буферній системі прямо пропорційнаі концентрації в ній кислоти і назад пропорційна змісту в ній солі цієї кислоти;

Аналогічну закономірність можна вивести иSftsi буферних систем, що складаються зі слабкої підстави і його солі із сильною кислотою, наприклад амонійного буфера.

Концентрація іонів ВІН"" такої буферної системи визначається рівнянням

З огляду на, що концентрація іонів ВІН¹ і Н+ є сполученими величинами, те сН у такій буферній системі можна виразити -як

Таким чином, концентрація іонів Н+ в основному буфері прямо пропорційна концентрацій у ньому солі і назад пропорційнаі концентрації підстави.

9. Властивості буферних розчинів

Для буферних розчинів характерні деякі властивості. До них, у першу чергу, відноситься буферность — здатність зберігати сталість концентрації іонів Н+ при додаванні в буферний розчин визначеної кількості сильної чи кислоти сильної підстави. Наприклад, якщо до ацетатного буфера додати невелика кількість НС1, зрушення рн у кислу сторону не відбудеться, тому що НС1 вступила в реакцію обмінного розкладання із сіллю слабкої кислоти:

У результаті реакції сильна кислота, здатна зрушити рн у кислу сторону, заміняється слабкою кислотою і нейтральною сіллю. Відповідно до закону Оствальда, ступінь дисоціації розчину слабкого електроліту при збільшенні його концентрації зменшується, прагне до нуля і сдвиг.рн не відбувається.

Водневий показник буферної системи незначно змінюється при додаванні в розчин невеликої кількості лугу, тому що луг, реагуючи зі слабкою кислотою, нейтралізується:

Снзсоон + NaOH -» CHgCOONa + Ндо:

Луг, здатна зрушити рн середовища в основну сторону, заміняється еквівалентною кількістю слабоосновной солі, що впливає на реакцію середовища в меншому ступені, чим NaOH. Після цього за рахунок потенційної кислотності утворяться нові іони CHgCOO- і Н+. Активна реакція середовища в цілому залишається незмінної.

Буферности належить важлива роль у хімічному аналізі, біології, в існуванні будь-якого живого організму. Так, в організмі людини щодоби утвориться в перерахуванні на 1 н. НС1 20—30 л кислот. Ацидоз в організмі не настає, оскільки рн крові залишається стабільним (у межах 7,36), тому що різні кислоти, що утворилися в ході обміну речовин, нейтралізуються нижніми частинами буферних систем. Наприклад, у кров корів при надмірній годівлі кислими кормами попадає кислота, що умовно можна зобразити НС1. Вона може зрушити рн у кислу сторону.' У реакцію вступає бикарбонатная буферна система, сіль якої реагує з кислотою, унаслідок чого настає нейтралізація:

Аналогічно нейтралізується і луг верхньою частиною системи.

Буферні розчини можуть утримувати рн на визначеному рівні. Якщо до 1 л води додати 10 мол 1 н'. розчину Маой, то рн такого розчину підвищиться від 7 до 12. Додавання 10 мол 1 н. розчину NaOH до 1 л фосфатного буфера веде до зрушення рн від 7 до 7,3. Те ж саме відбувається і після додавання НС1. Так, якщо до 1 .л води додати 10 мол 1 н. розчину НС1, те рн зрушиться від 7 до 2 і концентрація іонів Н+тут збільшиться в 100 тис. раз. Якщо така ж Кількість НС1 додати до 1 л. фосфатний буфер а, зрушення реакції буде незначним—- від дН 7 до рН 6,75.

Буферні розчини здатні зберігати сталість концентрації іонів Н+ при розведень. Відомо, що константа електролітичної , дисоціації розчинів електролітів К. за певних умов є величиною постійної. Водневий показник буферного розчину залежить від кількісного співвідношення концентрацій чи кислот основ і їхніх селів. Розведення буферних розчинів у 10— 20 разів майже не відбивається на значенні їх рн і тільки яе-сколько підвищується після сотого знака, що не має істотного значення в лабораторній практиці, де. розведенням буферних розчинів у 100 і 1000 разів,користаються рідко.

Властивість буферних розчинів не змінювати рН при розведенні використовується в лабораторній практиці, наприклад при визначенні рН сечі. Сеча — біологічна рідина, що містить кінцеві продукти обміну речовин. Її колір від ясно-жовтого .до темно-коричневого. Визначати рН ⁽ нерозбавленої сечі важко. Сеча — буферний розчин, основа якого .представлена фосфатним буфером. При розведенні сечі 'у 20—25 разів зникає фарбування і мутність, що дозволяє визначити її рн колориметрическим методом.

Буферні розчини, що мають ту саму величину сН, по-різному відносяться до додавання до них однакових кількостей сильних чи кислот лугів. В одних з них таке додавання не викликає помітного зрушення рН7 в інші— веде до різкого •зрушення рН. Эш залежить від буферної ємності. Буферна ємність .визначається кількістю речовини сильної кислоти йди сильної підстави, який необхідно додати до 1 л буферного розчину, щоб змінити його рН на d=l.Вона визначається .

по лузі

Визначення рН буферним методом

Буферні розчини застосовуються для визначення рн. По таблицях готують ряд стандартних буферних розчинів з поступово зростаючим значенням рн. У пробірки з такими розчинами додають по трохи капель розчину чи індикатора індикаторів. Виникає кольорова шкала.

Для визначення рН невідомого розчину беруть пробірку, наливають така ж кількість розчину, як і в стандартній пробірці, і додають трохи крапля індикатора. З'являється фарбування. Пробірку поміщають у компаратор і підбирають відповідний еталон рН, приготовлений раніш. Збіг фарбування досліджуваного розчину з фарбуванням еталона свідчить про однакову концентрацію іонів Н+ (VII.8).

11. Значення рН і буферних розчинів

Концентрація іонів Н+ має важливе значення для плину багатьох біохімічних процесів в організмах тваринах і рослинах. Водневий показник різних біологічних рідин коливається від 1,1 до 9, крові—7,2— 7,95. При деяких захворюваннях активна реакція крові зрушується в кислу (при виразці шлунка і дванадцятипалої кишки) чи в лужну (при пневмонії, сепсисі) сторони. Зрушення реакції середовища крові в кислу сторону називається ацидозом, у лужну — алкалозом. При ацидозі збільшується зміст аніонів в організмі і величина рн може знижуватися на 0,2—0,5. Він приведе до коматозного стану і загибелі тварини. При алкалозі в крові зростає концентрація катіонів і підвищується числове значення рн. Алкалоз приведе до правцевого стану і загибелі тварини. Ці два патологічні стани часто носять аліментарний характер.

Кров у дорослих тварин має слабощелочную реакцію. Збереження сталості рн крові має велике фізіологічне значення і дуже тонке регулюється буферними системами. Основними буферними системами крові є: гідрокарбонатна (7 % загальної маси), фосфатна (1 %), білкова (10 %)* гемоглобиновая й оксигемоглобино-вая (до 81 %) і кислотна (близько 1 %). Значну роль у регуляції рн крові, грають гідрокарбонатна (Ндсод і NaHCOs) і фосфатна (NaaHaFOi і NaaHP04) буферні системи. У преджелудках жуйних утвориться велика кількість кислот (у корів за добу 4—5 кг), частина яких нейтралізується гідрокарбонатами слини.

Дані про оптимум рН для розвитку хвороботворних мікробів варто враховувати при розробці мір боротьби з різними хворобами людини і тварин. Так, оптимум рН для дифтерійного мікроба складає 7,3—7,6, кишкової палички — 6—7, пневмококів — 7,8.

Буферні розчини широко застосовуються при постановці гисто- і цитохимических реакцій на мікроскопічних чи зрізах відбитках органів і тканин рослин, тварин 'і людини. Вони необхідні для проведення біохімічного аналізу біологічних рідин, гомогенатов і інших середовищ. Їх застосовують у бактеріології і вірусології, у біотехнології (для одержання в чистому виді кормових білків, амінокислот, антибіотиків, вітамінів, ферментів мікробного походження), при визначенні рн колориметрическим (індикаторним) методом і ін.