Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
16
1. pН-МЕТРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТОВ И БИОЛОГИЧЕСКИХ ЖИДКОСТЕЙ
1.1. Физико-химические методы анализа биосистем
Физико-химические методы анализа основаны на наблюдении за изменением физических свойств анализируемой системы, которое происходит в результате протекания определённых химических реакций.
В основу классификации электрохимических методов положены процессы, происходящие на электродах. Условно их можно разделить на две группы.
1. Методы, основанные на протекании электродной электрохимической реакции: потенциометрия и потенциометрическое титрование, полярография, амперометрическое титрование, кулонометрия и кулонометрическое титрование.
2. Методы, не связанные с протеканием электродной электрохимической реакции. К ним относят кондуктометрию и кондуктометрическое титрование (низко- и высокочастотное).
Студенту полезно познакомиться с основами физико-химических методов, описанными в специальной литературе (см. список рекомендуемой литературы). Однако следует помнить, что механическое перенесение физических методов исследования и представлений в биологию без учёта специфики биологического объекта недопустимо по той причине, что при таком подходе вносятся существенные изменения в биологические системы, приводящие к артефактам. Это обстоятельство требует от биолога умения приспособить разнообразные методы к своим задачам. В связи с этим одной из задач биофизики и является преобразования физических методов в биофизические методы исследования молекулярной структуры биологических объектов, биоэлектрических явлений, действия УФ- и ионизирующей радиации, ультразвука и многих других физико-химических факторов на живые системы.
В экспериментальной биологии успешно используются методы, основанные на протекании электродной электрохимической реакции и, в частности, методы потенциометрии.
1.2. Потенциометрические методы анализа
Теоретические основы метода. Потенциометрический анализ основан на измерении разности потенциалов, формирующихся на поверхности электродов.
Электродный потенциал. При погружении металла в раствор, содержащий его ионы, возможен процесс перехода ионов с поверхности металла в раствор, а также и обратный переход ионов металла, находящихся в растворе, на поверхность металла. В результате этого поверхность электрода приобретает заряд (i), знак которого зависит от того, какой из указанных процессов преобладает:
эл.+ эл- (1.1),
где - ион металла,
+, - - заряды на электроде, определяемые характером и направлением реакции.
На границе раздела фаз возникает разность потенциалов. После выравнивания скорости прямого и обратного процессов перехода ионов металла устанавливается равновесие. Такую равновесную разность потенциалов, возникающую на границе металл-раствор, называют равновесным потенциалом электрода (Е). Анализируя условную схему, студенту будет нетрудно сделать вывод о том, что чем активнее металл, тем более отрицательным равновесным потенциалом он обладает. Равновесное значение электродного потенциала (Е) определяется уравнением Нернста:
, (1.2)
где Еo - стандартный потенциал электрода (В);
R – универсальная газовая постоянная, 8,313 (Дж/моль)К;
T - абсолютная температура, К;
n - заряд иона металла;
F - число Фарадея, 96500 Кл/моль;
- активность (концентрация) металла в растворе, моль/л.
Для температуры T=298 К формула принимает вид:
(1.3).
Прямая потенциометрия (ионометрия) основана на измерении потенциала индикаторного электрода, погруженного в исследуемый раствор и расчёте концентрации определяемых ионов согласно уравнению Нернста. Этот метод успешно применяют в химии, биологии и медицине для определения активности в растворе водородных ионов (pH или р) с целью вычисления концентрации кислот или оснований. При этом чаще всего используют в качестве индикаторного стеклянный электрод.
1.3. Электроды потенциометрии
Индикаторный электрод в потенциометрическом анализе - это электрод, по потенциалу которого судят об активности (концентрации) определяемых ионов в растворе.
Электрод сравнения (стандартный электрод) - это электрод, потенциал которого известен, имеет постоянное значение и по отношению к которому измеряют потенциал индикаторного электрода. В качестве электрода сравнения, потенциал которого принимают за условный нуль шкалы потенциалов, используют стандартный водородный электрод из платиновой пластинки. Но для практических измерений обычно берут другие электроды сравнения, потенциалы которых относительно стандартного водородного электрода известны и постоянны. Широкое использование в лабораторных исследованиях получил хлорсеребряный электрод Ag/AgCl/KClнасыщ. Отечественная промышленность выпускает хлорсеребряные электроды типа ЭВЛ-1МЗ, ЭВЛ-1М1. Контактный полуэлемент хлорсеребряного электрода (рис. 1.1) представляет собой серебряную проволоку с нанесённым на неё слоем хлорида серебра.
Потенциал такого полуэлемента (при 25 оС) определяется уравнением Нернста:
(1.4).
Поскольку aAg+∙ aCl- = ПPAgCl , ?? тогда ,
,?
т.е. Е = ЕоАgCl/Ag:Сl- - 0,059 lgaCl-(В) (1.5).
Таким образом, потенциал хлорсеребряного электрода определяется активностью хлорид-ионов в растворе и является величиной постоянной, если стандартизуется концентрация раствора KCl. Хлорсеребряный электрод ЭВЛ-1МЗ применяют обычно с насыщенным раствором KCl, потенциал которого составляет 201 мВ относительно стандартного водородного электрода.
Конструктивно хлорсеребряный электрод сравнения (рис. 1.1) состоит из стеклянного корпуса с копьевидной концевой частью, во внутреннюю полость которой вплавлена асбестовая нить, осуществляющая контакт электрода с внешней средой. В расширенную полость электрода через специальное отверстие вверху заливают насыщенный раствор хлорида калия и погружают в него серебряную проволоку с губчатой поверхностью, образованную осадком хлорида серебра. В такой системе потенциал электрода определяется концентрацией раствора КCl (см. уравнение 1.4), следовательно, при постоянстве концентрации KСl потенциал электрода остаётся постоянным. Именно по отношению к этому стабильному потенциалу хлорсеребряного электрода (условно принимаемого за нуль) и производят сравнение потенциала индикаторного электрода.
В качестве индикаторного обычно используют стеклянный электрод, который относят к ионоселективным электродам мембранного типа. Водородная функция стеклянных электродов объясняется особым химическим составом электродного стекла.
На рис. 1.2 показана конструкция стеклянного электрода, который имеет форму трубки, оканчивающейся тонкостенным шариком из ионоселективного электродного стекла, например, с Н+-функцией. Как правило, электрод заполнен раствором электролита (чаще всего 0,1 н HCl) с постоянным значением pH, в который погружена хлорированная серебряная проволока, непосредственно выполняющая функцию электрода.
Перед работой стеклянный электрод выдерживают несколько часов в 0,1 н растворе HCl. При этом в поверхностные слои электродного стекла проникают ионы водорода и вследствие своей большой подвижности вытесняют ионы щелочного металла, содержащегося в стекле, например, лития. За отмеченный период времени в системе устанавливается равновесие, которое нарушается при помещении электрода в раствор с другой величиной активности ионов H+. Таким образом, электродная функция стеклянного электрода не связана с переходом электронов, а сводится к обмену ионами водорода между стеклом [H+стекло] и раствором [Н+раствор]:
Н+раствор Н+стекло
Между стеклом и раствором возникает разность потенциалов, которая зависит от величины pH.
Уравнение Нернста для стеклянного электрода при Т=298 К имеет вид:
Ест.эл = Еoст.эл + 0,059 lgаН+ = Еoст.эл - 0.059 pH (В) (1.6).
Из этого уравнения следует, что потенциал стеклянного электрода линейно зависит от величины pH раствора в широком интервале температур. Интервал pH, в котором стеклянный электрод работает как водородный электрод, составляет обычно 0,5 12. Серийно выпускаются следующие стеклянные электроды для измерения pH: ЭСЛ-11Г-05, ЭСЛ-41Г-04, ЭСЛ-63-07, ЭСЛ-43-07. и др. Основные параметры этих электродов приведены в приложении (табл. 1).
Электродная ячейка. Для измерения активности ионов водорода в исследуемый раствор помещают систему из двух электродов: стеклянного и электрода сравнения (например, хлорсеребряного):
|
АgCl |
Стандартный раствор HCl |
Электродное стекло |
Исследуемый раствор |
Раствор КСl (3 моль/л) |
AgCl, Ag |
|
Стеклянный индикаторный электрод |
Электрод сравнения |
Работающие совместно индикаторный электрод и электрод сравнения называют электродной парой, которая образует электродную ячейку (рис. 1.3). При проведении измерений с помощью стеклянного электрода студент должен обратить особое внимание на тот факт, что угол наклона прямой изменения электродного потенциала от рН обусловлен температурой раствора (см. приложение, табл. 2), т.е.E = f(Т) в уравнении Нернста (см. уравнение 1.2).
Необходимо также обратить внимание на тот факт, что все прямые для данного электрода с E=f(Т) пересекаются в одной точке, которую называют изопотенциальной (рис.1.4). В этой точке величина потенциала стеклянного электрода не зависит от температуры и является его постоянной характеристикой.
Для измерения рН в самых разнообразных биологических системах удобно использовать прямой потенциометрический метод анализа, рассмотренный выше. Тот факт, что ионоселективные электроды измеряют активности, а не концентрации ионов, не является недостатком в биологических исследованиях, поскольку биохимические и физиологические процессы определяются активностями ионов в большей мере, чем их концентрациями. Кроме того, в биологических системах широко распространены явления комплексообразования и ионной ассоциации. При измерении pH биологических жидкостей нужно помнить, что они очень сложны по своему химическому составу. Водные среды в живых системах представляют собой смешанные растворы электролитов, содержащие часто и коллоидные полиэлектролиты. Отдельные клетки также не гомогенны, а состоят из нескольких различных фаз. Из этого следует, что биологические жидкости можно рассматривать как интегрированные системы, состоящие из слабых кислот и слабых оснований, основным растворителем которых является вода, обладающая универсальными свойствами.
1.4. Электролитическая диссоциация и ионное произведение воды
Молекулы воды обладают слабо выраженной способностью к обратимой ионизации, в процессе которой они распадаются на ионы водорода (Н+) или, точнее, на ионы гидроксония (Н3+О) и ионы гидроксила (НО). Первичный процесс электролитической диссоциации можно представить уравнением:
2Н2О Н3+О + НО-,
или Н2О Н+ + НО-.
Обратимая ионизация воды имеет очень важное значение для понимания её свойств и роли в функционировании живой клетки. Количественно процесс ионизации воды можно представить следующим уравнением:
, (1.7)
где - константа электролитической диссоциации воды при 25 oС.
Так как чрезвычайно мала (из 550 миллионов молекул воды диссоциирует только одна), принято считать концентрацию воды постоянной и равной массе 1 л при 25 oС (997,07 г), разделённой на её молекулярную массу, т.е.
или (1.8)
Объединяя две постоянные величины в одну, исходя из уравнения (1.7), получим:
КН2О [Н2О] = [H+][HO-], (1.9)
где вода представлена неионизированными молекулами, концентрация которых практически постоянная.
Если произведение КН2О[Н2О] обозначить через Кw, то соотношение (1.9) можно записать в следующем виде:
Кw = [H+][HO-] = КН2О [Н2О] = const = 55,351,82110-16 = 110-14. (1.10)
Величину КW называют ионным произведением воды. Постоянство этой величины означает, что, как бы не менялись молярные концентрации ионов водорода и ионов гидроксила в водном растворе, их произведение при каждой температуре остаётся неизменным. При 25 oС в чистой воде [H+] = [HO-] = 10-7 моль/л, следовательно, Кw=10-710-7 = 10-14. При повышении температуры Кw быстро увеличивается.
Добавление к чистой воде кислоты приведёт к увеличению концентрации ионов Н+, и она будет больше 10-7моль/л (при 25 oС), при этом концентрация ионов НО- уменьшится во столько же раз и будет меньше 10-7 моль/л, то есть в растворе с кислой реакцией [H+] > 10-7 моль/л > [HO-].
При добавлении основания наблюдается обратный процесс - увеличивается концентрация гидроксил-ионов и уменьшается концентрация ионов H+: [HO-] > 10-7 моль/л > [H+] - раствор дает щелочную реакцию. В нейтральных растворах [H+] = [HO-] = 10-7 моль/л (при 25 oС). Следовательно, любой водный раствор независимо от того, какова его реакция (т.е. значение рН), должен содержать как ионы H+, так и ионы HO-; произведение их концентраций должно быть постоянной величиной, KW равной 10-14 моль/л.
1.5. Водородный и гидроксильный показатели кислотности среды
Вместо молярной концентрации ионов водорода реакцию среды в водных растворах принято характеризовать отрицательным десятичным логарифмом этой величины, что позволяет пользоваться небольшими безразмерными числами от -1 до 14.
Десятичный логарифм молярной концентрации ионов водорода в водном растворе, взятый с обратным знаком, называют водородным показателем - pH (где "p" обозначает отрицательный логарифм):
. (1.11)
В строго нейтральном растворе, в котором концентрация ионов H+ составляет 110-7 моль/л, величина pH при 25 oС равна 7, т.е:
pH = lg1/110-7 = -lg(110-7) = 7, (1.12)
следовательно, в кислых растворах pH < 7, а в растворах оснований pH > 7.
Иногда для промежуточных расчётов, связанных с определением pH среды, используют гидроксильный показатель pOH, представляющий собой десятичный логарифм молярной концентрации ионов гидроксила, взятый с обратным знаком:
pОН = -lg[НО-] или pОН = -lg[ОН-]. (1.13)
При увеличении концентрации сильных кислот или оснований межионные взаимодействия возрастают, а коэффициент активности () уменьшается, следовательно для растворов электролитов с повышенной концентрацией ионов при расчётах pH и pOH следует использовать значения активности ионов Н+ и НО-:
(1.14)
и , (1.15)
где а – активность ионов:
а = С (1.16).
Кроме водородного и гидроксильного показателей pH и pOH, при расчётах нередко используют и показатель ионного произведения воды pKW:
pKW = -lg KW (1.17).
Суммируя (1.10) (1.11) и (1.12), получим:
pKW = pH + pOH (1.18).
Поскольку pKW = 14 (при t = 25 C), то pH = 14 - pOH, а pOH = 14 - pH.
Если измерения проводят при температуре человеческого тела, то pH + pOH = lg 2,32510-14 13,6 (так как KW = 2,32510-14 при t = 37 C), и кислыми будут считаться растворы, для которых значение pH < 6,8, а щелочными с pH > 6,8. Как указывалось выше, pH химически чистой воды при 25 C равен 7,0, но по мере насыщения её диоксидом углерода из воздуха значение pH будет снижаться до 5,5. Для морской воды характерно значение pH 8,0. Сок большинства фруктов имеет кислую реакцию (pH 2,6 - 4,4).
При количественной оценке кислотности среды с помощью водородного показателя pH принято указывать значение этой величины с точностью не более чем до двух цифр после запятой (например, pH 3,58 или pH 6,84). Биологические жидкости, как известно, являются растворами неорганических солей, кислот, оснований и полиэлектролитов с кислой или щелочной реакцией. Измерение pH является одной из наиболее важных и часто используемых в биологических и клинических исследованиях процедур. Это обусловлено тем, что от величины pH зависят очень многие существенные структурные особенности и активность макромолекул, каталитическая функция ферментов и т.п.
Расчет активности ионов Н+ по величине pH. Измерение с помощью стеклянного Н+-электрода значения pH водных растворов позволяет оценить концентрацию ионов водорода лишь косвенно, что обусловлено самим определением pH; из уравнения 1.14 следует:
[aH+] = 10-(pH). (1.19)
Расчет активности Н+-ионов рассмотрим на следующем примере. Пусть при исследовании кислотности биологической жидкости потенциометрическим методом получили величину pH = 6,84. Согласно (1.14) и (1.19): -lg (ан+) = 6,84, ан+ = 10-6.84 моль/л.
Следует помнить, что активность ионов Н+ в растворе (т.е. кислотность и щелочность) так же, как и концентрацию, принято выражать в молях кислоты или основания на 1 л.
1.6. Классификация кислот и оснований по отношению к воде. Понятие pK
Из теории Бренстеда известно, что кислота тем сильнее, чем легче она отдаёт протон воде. Обычно рассматривают случаи сильной или слабой кислоты, а также сильного или слабого основания.
В случае сильной кислоты равновесие
или
смещено в направлении 1 (сопряжённое основание - слабое основание). Следовательно, сильная кислота соответствует большей величине константы кислотности или константы диссоциации , определяющейся выражением:
или , (1.20)
(в индекс "а" от англ. acid – кислота).
Сила кислоты определяется здесь по отношению к кислотно-основной паре . Теоретически термин "сильная кислота" обозначает кислоту, полностью диссоциированную в водном растворе, что соответствует бесконечной величине . В разбавленных водных растворах, т.е. при достаточно больших величинах , (обычно при = 2 или 3), кислоты эти группы практически полностью ионизированы.
Сильные основания в разбавленных водных растворах также полностью ионизированы; к ним относят гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов.
Силу кислоты, т.е. ее способность к электролитической диссоциации, чаще характеризуют величиной pК`а:
. (1.21)
Символ "p" так же, как и в случае pH, означает "отрицательный десятичный логарифм". Чем легче диссоциирует кислота, тем меньше значение её pК`а. Полностью диссоциированной кислоте (К`а = из уравнения ) соответствует величина pК`а, равная -. Для сильных кислот величины pК`а отрицательны (например, для HCl значение К`а = 103, тогда pК`а = -3); для слабых кислот (pК`а << 1) величины pК`а положительны (например, для HNO2 К`а 410-4, pК`а = 3,4).
Шкалу активности для оснований устанавливать не принято, обычно достаточно знать pК`а сопряжённых кислот, т.е. пар AH/A- или BH+/B.
Поскольку силу кислоты или основания в общем случае можно охарактеризовать величиной pК`а кислоты или сопряженного ей основания, то это позволяет определить значения pH растворов слабых кислот и оснований.
1.7. Расчет величины pH растворов слабых кислот и оснований
В биологии приходится чаще всего иметь дело со слабыми кислотами и основаниями, которые при растворении в воде лишь частично диссоциируют на ионы, т.е. реализуется случай неполной ионизации.
При расчёте величин pH растворов слабых кислот и оснований используют константы их ионизации. Под pH в данном случае необходимо понимать отрицательный десятичный логарифм активности ионов водорода, т.е. pH = -lg аН+ = -lg([H+]). Именно это значение (–lg аН+) измеряет Н+-селективный электрод. Ионизацию слабой кислоты в водном растворе можно представить следующим уравнением реакции:
НАn Н+3О +Аn
Как следует из реакции диссоциации, концентрации иона Н+ и аниона An- в растворе одинаковы, т.е. [H+] = [An-].
Константа ионизации слабой кислоты равна:
(1.22)
Вследствие небольшой степени ионизации слабых кислот концентрацию неионизированных молекул слабой кислоты [HAn] принимают равной общей концентрации слабой кислоты в растворе:
[НАn] = Cкисл.= CHAn (1.23)
Следовательно (из 1.22 и 1.23),
, (1.24)
-lg[H+] = -1/2 lg Ka - 1/2 lg CHAn,
pH = 1/2 pKa -1/2 lg CHAn, (1.25)
отсюда рОН = 14 - рН = 14 -1/2 рКа + 1/2 lg CНАn. (1.26)
Возьмём, например, в качестве слабой кислоты уксусную, уравнение диссоциации имеет вид:
CH3COOH + H2O CH3COO- + H3+O
Как и в случае сильной кислоты, расчёт значений pH раствора заключается в определении концентрации (активности) ионов H3+O воды; мы будем рассматривать только ионы H3+O, образующиеся при диссоциации кислоты.
В этом приближении выполняется соотношение:
[CH3COO-] = [H3+O]
Поэтому константа диссоциации кислоты (константа кислотности) будет определяться уравнением:
(1.27).
В рамках принятых приближений, используя также понятие степени диссоциации кислоты - , из данного уравнения можно определить [H3+O] при 0:
или
. (1.28)
Расчёт величины pH слабых оснований проводят аналогично. Уравнение ионизации слабого основания:
KtOH Kt+ + OH-,
откуда:
. (1.29)
Концентрации (активности) ионов Kt+ и OH- в растворе одинаковы, т.е. [Kt+] = [OH-]. Вследствие небольшой степени ионизации слабых оснований концентрацию неионизированных молекул [KtOH] принимают равной общей концентрации основания в растворе, т.е [KtOH] = CKtOH. Следовательно,
, (1.30)
-lg[HO-] = - 1/2lg KKtOH – 1/2lg CKtOH,
pOH = 1/2pKKtOH – 1/2lg CKtOH. (1.31)
Отсюда:
pH = 14 – 1/2pKKtOH +1/2lgCKtOH. (1.32)
Рассмотрим, например, реакцию NH3 c водой:
NH3 + HOH NH4+ + HO-.
Равновесие реакции описывается величиной К`b (B-basis-основание с англ.):
Учитывая, что константа К`b, соответствующая основанию NH3, связана с константой кислотности К`а кислоты, сопряжённой с NH4 соотношением:
, (1.33)
Получим
, (1.34)
откуда
(1.35).
Полученное приближение выполняется до уровня [OH-] 0,1 С, где С - начальная концентрация основания.
Пример расчётов.
Вычислим величину pH 0,001н раствора монохлоруксусной кислоты, константа диссоциации К`а которой равна 1,410-3 моль.
Приближенный расчёт дает:
[H3+O] =
При активности ионов H3+O выше 0,1 С использование приближения может привести к ошибке при расчёте величины концентрации[H3+O].
Более строгий расчёт даёт:
Из сопоставления первого и второго результатов видно, что ошибка в первом случае составляет примерно 20%. Тогда значение pH 0,001н раствора СН3СООСl будет равно:
pH = -lg 3,110-3 = 3 - lg 3,1 = 3 - 0,49 = 2,51
Важно сравнить полученную величину pH слабой кислоты со значениями pH раствора сильной кислоты той же концентрации, если предположить, что эта кислота полностью диссоциирована. В таком случае (при = 0)
[H3+O] = C и pH = -lg C = -lg 10-2 = 2
Из приведённого примера студенту необходимо понять очень важное положение о том, что в биологических жидкостях, содержащих слабые кислоты и слабые основания, измеренная величина pH свидетельствует лишь о суммарной активности ионов водорода, а вовсе не о концентрации кислоты или основания в растворе. Отсюда следует, что для определения концентрации слабого электролита в водном растворе необходимо вместе с измеренной величиной pH учитывать и значения рК`а для каждого определяемого слабого электролита (см. приложение, табл. 2.3).
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Лабораторная работа 1.1
Исследование прямолинейности изменения ЭДС Н+-электрода от
величины pH раствора
Материалы и оборудование: рН-метр, буферные растворы с известными значениями рН, растворы НCl, NaОН (1 моль/л), стеклянные стаканчики, пипетки, фильтровальная бумага.
Цель работы: построить градуировочный график зависимости ЭДС Н+-электрода от величины pH буферных растворов и определить абсолютные величины “кислотной и щелочной” ошибок измерения рН в интервале 013 .
В крайних пределах pH щелочных и кислых растворов электродная функция становится нелинейной и измерения pH растворов могут быть менее точными. Величина ошибки растёт в большей мере при увеличении pH и концентрации солей щелочных металлов (Na+, К+,Са2+ и др.) в растворе.
Ход работы.
Таблица .1.1
|
Исследуемые растворы |
Значения рН |
Значения ЭДС, мВ |
?? |
E теор. |
||||||
|
Измерения |
Измерения |
|||||||||
|
1 |
2 |
3 |
4 |
1 |
2 |
3 |
4 |
|||
|
Буферные растворы |
||||||||||
|
НCl |
||||||||||
|
NaOН |
Примечание: t-коэффициэнт Стьюдента при выбранной величине доверительной вероятности Р = 95 % и числе степеней свободы к = n - 1(где n- количество измерений).
Угол наклона этого графика (рис. 1.5) должен быть близок к 59 мВ при изменении pH на единицу (т.е. aн+ изменяется в 10 раз), tg = Е/pH (при t=25oC = 59/pH). Определить координаты изопотенциальной точки используемого стеклянного электрода относительно хлорсеребряного электрода.
Таблица 1.2
Вычисление погрешностей измерения ЭДС исследуемых растворов
|
Значения рН рабочих растворов |
Величина измеренной ЭДС, Е (мВ) |
Теоретическое значение ЭДС, Ет (мВ) |
Величина отклонения Ет-Е (мВ) |
Отклонение в единицах рН |
Относительная величина поправки, , % |
Лабораторная работа 1.2
Измерение pH водных растворов электролитов
и расчёт активности ионов водорода по измеренным величинам рН
Материалы и оборудование: рН-метр, буферные растворы с известными значениями рН, растворы НCl NaОН (1 моль/л), фруктовый сок, молоко, белковый раствор и другие кислые и щелочные растворы, стеклянные стаканчики, пипетки, фильтровальная бумага.
Цель работы: измерить величины pH неизвестных растворов и рассчитать активности ионов Н+ в анализируемых жидкостях.
Метод прямой потенциометрии позволяет измерять показатели активностей определяемых ионов. Например, изменение pH позволяет найти величину показателя степени с основанием 10, т.е. aн+ = 10-pH. В то же время активную концентрацию иона в растворе (а) можно определить, лишь исходя из уравнения диссоциации кислоты или щелочи по величине [aн+], т.е. при [AnH] [H3+O] + [An-] или [KtOH] [Kt+] + [НО-], откуда
[aAn-] = [aH+] или [aKt+] = [aHO-] = 110-14 - [aH+]
Ход работы
Очень важным моментом при проведении этой операции является тщательная подготовка электродов к очередному измерению (см. инструкцию). Перед снятием показаний прибора следует помнить, что для установления равновесного электродного потенциала в нейтральной и щелочной областях pH требуется до 10 минут времени.
Таблица 1.3
|
№ п/п образца |
Исследуемый раствор |
Величина рН |
Среднее значение рН |
Активная концентрация aн+ |
|||
|
Измерения |
|||||||
|
1 |
2 |
3 |
4 |
||||
|
1 |
Н2O |
||||||
|
2 |
Кислота |
||||||
|
3 |
Щелочь |
||||||
|
4 |
Сок |
||||||
|
5 |
Сок (1:1) |
||||||
|
6 |
Сок (1:10) |
6. Рассчитать активность ионов водорода, как это указано в разделе 1.5.
7. На основании полученных результатов провести расчет активной концентрации анионов [An-] и катионов [Kt+] в кислых и щелочных растворах, используя понятие о константе электролитической диссоциации для сильных или слабых кислот и оснований, т.е. pK. Составить таблицу значений [aAn-] и [aKt+].
8. Провести примерный расчет концентраций кислот и оснований в исследуемых растворах.
9. Провести совместный с преподавателем анализ полученных результатов и подготовить письменный отчёт в форме выводов о проведённой работе.
10. Подготовить рабочее место для другой группы студентов.
Контрольные вопросы и задачи
1. Константа электролитической диссоциации воды при 25 оС составляет 1,82110-16. Определить активность (концентрацию) ионов водорода в чистой воде.
2. В результате прямого потенциометрирования величина pH раствора составила 3,25. Определите аHO- в этом растворе при 25 oС.
3. К чистой воде добавлена сильная кислота (например, HCl), активная концентрация которой в растворе составила 0,01 н. Определить активность ионов HO- и pОН в растворе при 25 oС.
4. К чистой воде добавлено сильное основание (например, NaOH), активная концентрация которого в растворе составляет 0,02 н при 25 oС. Определить активную концентрацию ионов H+ и pH раствора.
5. Определите, каким значениям pH и pOH будут отвечать (при 25 oС) следующие растворы сильных кислот и оснований. Во всех случаях принимать = 1, а также что: [H+] аH+ и [HO-] аHO- :
а) 0,01 н HCl; б) 0,001 н NaOH; в) 0,05 н H2O4; г) 0,0004 н BaOH; д) 0,0003 н C6H5COOH; е) 0,00006 н H2C2O4 (щавелевая кислота); ж) 0.7 н ...ОН.
6. На основании значения pH вычислить концентрацию (в моль/л) ионов H+ и OH- в растворах, учитывая допущения, принятые в задаче № 5:
а) pH 3,3; б) pH 11,7.
7. Рассчитать степень электролитической диссоциации и pH для 0,005 моль/л азотистой кислоты (HNO2), если константа электролитической диссоциации её равна 4,610-4. Для расчёта пользоваться уравнением В. Оствальда, , но применительно к слабым электролитам.
8. Определить во сколько раз меньше [HO-] (или больше [H+]) в растворе 0,05 н NH4OH (KNH4OH = 1,810-5) в сравнении с этими концентрациями в растворе содержащем 0,05 н NH4OH и 0,06 н NH4Сl. Какова разница в значениях pH для этих растворов?
9. Уксусная кислота при 25 oС представляет собой жидкость с плотностью 1,049 г/мл. Рассчитайте, какое количество уксусной кислоты необходимо растворить в дистиллированной воде, чтобы получить 1 л раствора, имитирующего уксус (pH 3).
10. Согласно одному из наиболее широко распространённых определений pK`а, эта величина есть не что иное, как pH, при котором кислота ионизирована на 50%, т.е. [AnН] :[An-] = 50:50. Докажите, что это правильно, исходя из выражения для константы равновесия.
11. Аминогруппа глицина, pK`а = 9.3, может существовать либо в протонированной форме (-NH3+), либо в виде свободного основания (-NH2), которые находятся между собой в равновесии:
-NH3+-NH2 + H3+O.
а) какова доля молекул глицина, имеющих в 0.1 моль/л растворе (при pH 9,0) аминогруппу в протонированной форме (-NH3+)?
б) какой объём 5 моль/л KOH нужно добавить к 1,0 л 0,1 моль/л раствора глицина (pH 9,0), чтобы величина pH смеси была равна точно 10,0?
в) каково должно быть численное соотношение между величинами pH раствора и pH аминогруппы глицина, чтобы у 99% молекул глицина аминогруппа находилась в протонированной форме?
12. Известно, что молоко, оставленное на окне при 25 оС, быстро скисает в результате деятельности молочнокислых бактерий. Рассчитайте примерную концентрацию молочной кислоты при pH 3,86. Определите соотношение между концентрациями лактат-иона и свободной молочной кислоты.
Список рекомендуемой литературы
1. Кнорре Д.Г., Крылова Л.Ф., Музыкантов В.С. Физическая химия. М.: Высшая школа, 1990.- 415 с.
2. Ленинджер А. Основы биохимии. М.: Мир, 1985.- Т.1.- 365 с.
3. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. М.: Высшая школа, 1989.- 256 с.
4. Аналитическая химия / И.А.Попадич, С.Е.Траубенберг, Н.В.Осташенкова и др.- М.: Химия, 1989.- 240 с.
5. Рубин А.Б. Биофизика. Т.1. Теоретическая биофизика. – М.: Высшая школа, 1987.-.- 319 с.
6. Современные методы биофизических исследований / А.А.Булычёв, В.Н.Верхотуров, Б.А.Гуляев; под ред. А.Б. Рубина.- М.: Высшая школа, 1988.- 359 с.