Tirpalų pH ir jo matavimas

12. TIRPALŲ pH IR JO MATAVIMAS Gyvybė egzistuoja vandeninėje aplinkoje. Žmogaus organizme vandens koncentracija masės procentais tokia: kraujyje – 93%, raumenų audiniuose – 76%, smegenyse – 40%. Vanduo yra chemiškai aktyvus, turintis unikalias fizikines savybes junginys. Vandens savybės yra nepaprastai svarbios biologijai. Organizmuose vanduo atlieka kelias funkcijas. Viena svarbiausių – vanduo yra tirpiklis, dėl kurio medžiagų molekulės pasklinda visame organizme; tai terpė, kurioje vyksta įvairiausi cheminiai ir fizikiniai procesai. Taigi ląstelių viduje ir tarpląsteliniuose skysčiuose tirpiklis yra vanduo. Svarbi kiekvieno vandeninio tirpalo charakteristika yra teigiamų H+ ir neigiamų OH– jonų koncentracija. Šiame skyriuje susipažinsite su kiekybiniu H+ ir OH– jonų įvertinimu. 12.1. Rūgštys ir bazės Rūgštys ir bazės sutinkamos beveik visur. Kiekvienoje gyvoje ląstelėje gaminamos rūgštys ir bazės, reikalingos gyvybei palaikyti ir kraujo sudėčiai kontroliuoti. Rūgštys ir bazės suteikia skonį ir kokybę maistui. Rūgštys ir bazės dažnai suprantamos kaip pavojingos medžiagos. Tačiau normaliai žmogaus organizmo veiklai jos yra būtinos. Tik jei šių medžiagų koncentracijos peržengia leistinas ribas, jos sukelia grėsmę. Rūgštys – tai molekulės arba jonai, reakcijų metu atskeliantys protoną (vandenilio joną, H+). Protonas yra vandenilio atomas, netekęs elektrono: H®H+ + e, (arba kaip parodyta 12.1 pav.) Kadangi vandenilio atomas turi tik protoną ir vieną elektroną, netekęs elektrono vandenilio atomas vadinamas protonu. Rūgštys klasifikuojamos pagal stiprumą, t.y. pagal jų gebėjimą atiduoti protoną. Rūgšties stiprumą nusako jos disociacijos konstanta. Stiprios rūgštys tos, kurios vandenyje visiškai disocijuoja į jonus: HCl ¾(H2O) ® H+ + Cl– Rūgšties disociacijos konstanta Kr = [H+][Cl–] / [HCl] = 1x107 Skrandyje yra gana didelės koncentracijos druskos rūgšties ir ji atlieka svarbų vaidmenį virškinimo procese. Silpnos rūgšties pavyzdys yra acto rūgštis CH3COOH, kuri, kitaip negu HCl, vandenyje ne visiškai disocijuoja į jonus: CH3COOH « CH3COO– + H+ Taip užrašyta lygtis parodo, kad disociacija vyksta abiem kryptimis: · acto rūgštis disocijuoja į acetato anijonus ir protonus; · acetato jonai jungiasi su protonais sudarydami acto rūgšties molekules. Acto rūgšties disociacijos konstanta Kr = [H+][CH3COO–] / [HCH3COOH] = 1,74x105. Maža Kr vertė parodo, kad acto rūgštis yra silpna ir lygtyje nurodytas disociacijos procesas stipriau vyksta į kairę pusę (nedisociavusių molekulių susidarymo kryptimi). Kaip rūgštis gali elgtis ne tik molekulės, bet ir jonai. Organizmuose svarbias funkcijas atlieka hidrokarbonato (bikarbonato) jonai: HCO3– « H+ + CO32– Hidrokarbonato jonas yra silpna rūgštis. Jei aplinkoje yra daug H+, reakcija vyks į kairę, jei H+ koncentracija maža – reakcija vyks į dešinę. Rūgštys organizmuose atsiranda iš kelių šaltinių: · svarbiausias šaltinis – medžiagų apykaita; · mažiau svarbus – suvalgomas maistas; · kai kurie vaistai; · kai kurios ligos. Rūgščių ir jų atliekamų funkcijų įvairovė organizme labai plati. Bazės – tai molekulės arba jonai, galintys prisijungti protoną. Bazes taip pat galima apibrėžti kaip medžiagas, kurios disocijuodamos atskelia hidroksilo joną: NaOH ® Na+ + OH– Natrio šarmas yra stipri bazė ir vandenyje visiškai disocijuoja į natrio katijonus (Na+) ir hidroksilo jonus(OH–). Natrio jonai šarmo reakcijose nedalyvauja, protonus prisijungia hidroksilo jonai: OH– + H+ « H2O Amonio hidroksidas (skystas amoniakas) – taip pat silpna bazė. Tirpstant amoniakui vandenyje nusistovi pusiausvyra: NH3 + H2O « NH4+ + OH– Šios bazės disociacijos konstanta Kb = [NH4+][OH–] / [NH3] = 1,74x10–5 Hidroksikarbonato jonas gali elgtis ir kaip bazė: HCO3– + H+ « H2CO3 (anglies rūgštis). Tai pusiausvira reakcija, t.y. visų medžiagų koncentracijos išlieka pastovios ir reakcijos greitis abiem kryptimis yra vienodas. Jei pasikeičia kurio nors komponento, pavyzdžiui, H+ koncentracija, reakcijos pusiausvyra sutrinka ir reakcijų greičiai pasikeičia. Jei H+ koncentracija padidėja, reakcija į dešinę pusę vyks greičiau. Jei H+ koncentracija sumažėja – greičiau vyks reakcija į kairę pusę. 12.2. Vandenilio jonų koncentracija ir pH Rūgšties ar bazės geba atiduoti arba prisijungti protoną apsprendžia jų stiprumą, kurį nurodo disociacijos konstanta. Taip pat svarbu žinoti įvairiuose tirpaluose esančių vandenilio jonų koncentraciją, kuri gali būti išreiškiama dydžiu pH. Panagrinėsime vandens molekulių disociaciją. Kai vandens molekulė disocijuoja, vienas ryšys O¾H nutrūksta: H2O « H+ + OH–. Atskilęs vandenilio jonas – protonas – kaip laisva dalelė gyvuoja labai trumpai ir tuoj pat jungiasi su vandens molekule, sudarydamas oksonio joną H3O+: H+ + H2O « H3O+. Abiejų reakcijų suma rodo protono perėjimą nuo vienos vandens molekulės prie kitos ir hidroksilo jono susidarymą: H2O + H2O « H3O+ + OH–. Vandens disociacija yra pusiausviroji reakcija. Matuojant visiškai gryno vandens elektros laidumą, buvo nustatyta, kad pusiausvyra yra labai pastumta į kairiąją pusę, t.y. reakcijos metu susidaro tik nedidelis kiekis jonų. Vandens koncentracija [H2O], įeinanti į pusiausvyros konstantos išraišką, turi pastovią reikšmę, todėl ją galima įjungti į konstantą Kv , kuri vadinama vandens jonine sandauga. Esant 25oC temperatūrai, Kv = [H+][OH–] = 10–14 M2. Grynas vanduo turi ekvimolinius H+ ir OH– kiekius, t.y. [H+]=[OH–]= Kv1/2 = 10–7 M. Jei [H+] yra didesnis, tai [OH–] – mažesnis, nes sandauga išlieka pastovi. Tirpalas, kuriame [H+] = 10–7 M, yra neutralus; kai [H+]>10–7 M, tirpalas rūgštus, kai [H+] 7. Stiprios rūgšties 1 M tirpalo pH = 0. pH reikšmė gali būti ir mažesnė už 0 (10 M HCl tirpalo pH = –1). Stiprių bazių pH = 14. Taigi pH pokytis vienu vienetu parodo, kad H+jonų koncentracija ([H+]) pakito 10 kartų. Jei pH pakinta dviem vienetais , tai reiškia, kad [H+] pakito 100 kartų. Taigi jei pH = 5, [H+] = 10–5, jei pH = 4, [H+] = 10–4 (padidėja 10 kartų), jei pH = 3, [H+] = 10–3 (padidėja 100 kartų), jei pH = 2, [H+] = 10–2 (padidėja 1000 kartų). Kartais naudojamas ir dydis pOH, kuris parodo OH– jonų koncentraciją: pOH = –lg[OH–]. Kadangi vandenyje [H+][OH–] = 10–14, o disocijuojant vienai vandens molekulei susidaro vienas H+ ir vienas OH–, t.y. šių jonų koncentracija vandenyje yra vienoda: [H+] = 10–7 ir [OH–] = 10–7, taigi pH = 7, pOH = 7,o jų suma pH + pOH = 14. pH yra viena svarbiausių fiziologinių skysčių charakteristikų. Daugelis fiziologinių tirpalų yra artimi neutraliems. Rūgščių – bazių pusiausvyra gyviems organizmams yra labai svarbi. Kraujo pH yra 7,35 – 7,45. Jei kraujo pH mažesnis už 7 arba didesnis už 8 – žmogus neišgyvena. Ląstelės citozolio pH yra apie 7,2. Kai kuriose eukariotinės ląstelės organelėse, pavyzdžiui, lizosomose pH yra daug žemesnis, apie 5. Čia [H+] yra maždaug 100 kartų didesnė negu citozolyje. Lizosomose yra daug fermentų, galinčių normaliai funkcionuoti tik rūgštinėje aplinkoje, o neutralioje citozolio aplinkoje jų veikla sustabdoma. Specifinio pH palaikymas yra būtina sąlyga ląstelių struktūroms normaliai veikti. Vandenilio jonai atlieka svarbias funkcijas žmogaus organizme: · jie reikalingi,kad taisyklingai funkcionuotų ląstelės; · jie būtini efektyviai fermentų veiklai; · jie atsakingi už deguonies prisijungimą prie hemoglobino. 12.3. Buferiniai tirpalai Buferis – tirpalas, palaikantis tam tikrą terpės pH. Jei į tirpalą papildomai pridedama vandenilio arba hidroksilo jonų buferiai, cheminių reakcijų būdu suriša juos ir išlaiko nepakitusį tirpalo pH (iki tam tikrų ribų). Buferiai vaidina labai svarbų vaidmenį organizmuose, nes apsaugo organizmo skysčius nuo drastiškų pH pokyčių. Buferių veikimas pavaizduotas 12.2 paveiksle . Viršutinio paveikslėlio kairėje stiklinėje yra vienas laisvas protonas. Pridėjus į tirpalą HCl jame bus keturi laisvi H+ (dešinėje stiklinėje). Kadangi tirpale nėra buferio, dėl didesnio H+ kiekio sumažės tirpalo pH. Apatiniame paveikslėlyje: į tirpalą (kairėje) įdėta buferio, todėl jame yra LH ir L– jonų. Įdėjus HCl L– jonai suriša du H+, o du lieka laisvi – tirpalo pH pasikeis labai nežymiai. Dažniausiai buferiniai tirpalai gaminami iš silpnų rūgščių ir jas atitinkančių druskų. Na laktatas (pieno rūgšties druska CH3CH(OH)COONa, sutrumpintai žymėsime NaL) disocijuoja į natrio katijonus (Na+) ir laktato anijonus (CH3CH(OH)COO–, sutrumpintai žymėsime L–): NaL « Na+ + L–. Pieno rūgštis yra silpna rūgštis ir mažai disocijuoja: HL « H+ + L–. Jų mišinyje bus daugiau Na+, L– ir HL ir žymiai mažiau H+. Jei į tokį buferinį tirpalą bus įdėta rūgšties (t.y. H+ jonų), pieno rūgšties disociacija ims greičiau vykti į kairę pusę, kadangi laktato jonų perteklius (susidarantis iš Na laktato) jungsis su H+ jonais ir sudarys pieno rūgštį: H+ + L– ® HL . Taip H+ bus surišti ir tirpalo pH nepasikeis. Jei į buferinį tirpalą bus įdėta šarmo (t.y. OH– jonų ), pieno rūgšties disociacija ims greičiau vykti į dešinę, nes H+ jonai jungsis su OH– jonais ir sudarys silpnai disocijuojančias vandens molekules HL ® H+ + L– H+ + OH– ® H2O . Tokiu būdu hidroksilo jonų perteklius sumažinamas ir tirpalo pH nepakinta. 12.4. Fiziologinės buferinės sistemos Kraujo ir kitų organizmo skysčių pastovią pH vertę palaiko karbonatų, fosfatų ir serumo baltymų buferinės sistemos. Hidrokarbonato (bikarbonato) jonų sistema. Organizme esantys hidrokarbonato jonai gali elgtis ir kaip rūgštis, ir kaip bazė: kaip rūgštis (protonų donoras): HCO3– ® H+ + CO32– , kaip bazė (protonų akceptorius): HCO3– + H+ ® H2CO3 (anglies rūgštis). Organizme vyksta tokios reakcijos (virš rodyklės užrašyti jonai nurodo, kad esant jų pertekliui reakcija vyks ta kryptimi): CO2 + H2O « H2CO3 « H+ + HCO3– « H+ + CO32– . Tirpalo pH, rūgšties ir bazės koncentracijų santykis gali būti išvestas pertvarkant rūgšties disociacijos konstantos lygtį. HA « H+ + A– Kr = [H+][A–] / [HA] [H+] = Kr [HA] / [A–] Įstačius pH išraišką: pH = –lg Kr + lg ([A–]/[HA]) Kadangi –lg Kr = pKr , tai pH = pKr + lg ([A–]/[HA]). Tai Henderseno – Haselbacho lygtis, nurodanti, kad rūgšties pKr lygi tirpalo pH, kai rūgšties ir bazės koncentracijos yra lygios (kai [A–] = [HA] lg[A–] / [HA] = 0 ir pKr = pH). Yra nustatyta, kad esant 37°C santykis [HCO3– ] / [H2CO3] yra lygus 20. Taigi karbonatinei sistemai: pH = pKr + lg([HCO3-] / [H2CO3]), pH = 6,1 + lg20 = 6,1 + 1,3 = 7,4. Toks HCO3– / H2CO3 santykis (20:1) organizme pats geriausias, nes palaiko kraujo pH = 7,4 arba artimą jam. Kraujo plazmoje HCO3– kiekį reguliuoja inkstai, o H2CO3 kiekį palaiko kvėpavimo sistema. Taigi plaučiai ir inkstai reguliuoja "fiziologinį buferį", palaikantį reikiamą kraujo pH. Hemoglobinas atlieka svarbią buferio funkciją, surišdamas H+ jonų perteklių. Anglies dioksidas, susidaręs kaip pašalinis medžagų apykaitos ląstelėse produktas, pernešamas į plaučius hidrokarbonato jono HCO3– pavidalu. Kai kraujas teka per plaučius ir vyksta dujų mainai, reakcijos CO2 + H2O ® H2CO3 ® H+ + HCO3– keičia kryptį, mažėja hidrokarbonato ir vandenilio jonų koncentracija, susidaro anglies dioksidas, kuris pašalinamas iškvepiant. Šiame procese dalyvaujančių H+ jonų koncentraciją kontroliuoja buferio funkciją atliekantis hemoglobinas, kadangi redukuotas hemoglobinas (tas, kuris nėra prisijungęs deguonies, žymimas Hb) žymiai lengviau prijungia H+ jonus negu oksihemoglobinas (hemoglobinas, prijungęs deguonies molekulę, žymimas HbO2): HbO2 ® Hb (+O2) + H+ ® HHb Oksihemoglobinas hemoglobinas rūgštinis hemoglobinas Šitaip prisijungdamas vandenilio jonus, hemoglobinas atlieka buferio vaudmenį laikinai pašalindamas juos iš terpės, ir kraujo pH nepakinta. Fosfatų buferinė sistema veikia panašiai kaip ir karbonatų. Fosforo rūgštis (H3PO4) yra fiziologinis buferis. Ląstelėse yra nemažas kiekis fosfato jonų padedančių palaikyti citozolio pH. Fosforo rūgštis turi tris grupes, kurios gali disocijuoti: Trys protonai disocijuoja laipsniškai: H3PO4 « H2PO4– + H+, pKr = 2,1, H2PO4– « HPO42– + H+, pKr = 7,2, HPO42– « PO43– + H+, pKr = 12,7. Hidrofosfato ir dihidrofosfato jonai gali būti ir protonų ir OH– jonų akceptoriai, tad sistema gali sujungti H+ jonų perteklių: HPO42– + H+ ® H2PO4– Arba OH– jonų perteklių: H2PO4– + OH– ® HPO4 + H2O. Tokios organizmo buferinės sistemos išlygina pH pokyčius, atsirandančius dėl medžiagų apykaitos procesuose išsiskiriančių organinių rūgščių (pvz., pieno, acetoacto, pirovynuogių ir kt.). Biomolekulės – baltymai, nukleorūgštys, lipidai, taip pat kaip ir daugelis mažų organinių molekulių, turi rūgštinių – bazinių grupių, kurios yra efektyvūs fiziologinį pH palaikančių buferių komponentai. 12.5. pH matavimas Eksperimentuojant pH nustatomas įvairiais metodais, kuriuos galima suskirstyti į potenciometrinius ir kolorimetrinius. Potenciometriniai metodai pagrįsti galvaninio elemento, kuriame vienas elektrodinis skystis yra tiriamasis tirpalas, e.v.j. matavimu. Nernsto lygtis išreiškia tokio elemento e.v.j. ir vandenilio jonų koncentracijos ryšį ir yra naudojama tirpalo pH apskaičiuoti: E = E0 + (RT/zF) ln a čia: E – potencialas, E0 – standartinis potencialas, R – universali dujų konstanta, T – absoliučioji temperatūra, F – Faradėjaus konstanta, z – jono krūvis, a – jonų aktyvumas tirpale, mol/l. Kolorimetriniai metodai daug paprastesni, tačiau jų tikslumas nedidelis, maždaug 0,1 – 0,2 pH vienetų. Potenciometrinis metodas yra daug tikslesnis (maždaug 0,01 pH vieneto), tačiau reikalauja tinkamos aparatūros. Potenciometriniam pH matavimui naudojami pramoniniai pH – metrai, o pati matavimo procedūra yra gana paprasta: į tiriamąjį tirpalą įmerkiami du elektrodai ir prietaiso skalėje matoma pH reikšmė. pH – metru išmatuojamas dviejų į tirpalą pamerktų elektrodų potencialų skirtumas. Tokios sistemos pagrindas – elektrodas, kurio potencialas priklauso nuo pH. Dažniausiai tokia nuo pH priklausanti celė yra stiklo elektrodas. Jis gaminamas iš borsilikatinio stiklo, kuris yra laidus H+ jonams, bet nelaidus jokiems kitiems jonams. Jei plonas tokio stiklo sluoksnis skiria du tirpalus, kuriuose skirtinga H+ jonų koncentracija, jonai iš tirpalo su didesne koncentracija difunduos per stiklą į tirpalą su mažesne koncentracija. Difundavęs per stiklą H+ jonas mažesnės koncentracijos zonoje padidina teigiamą krūvį, o palieka neigiamą, dėl to iš abiejų stiklo pusių susidaro potencialų skirtumas, išreiškiamas lygtimi E = 2,303(RT/F)lg([H+]1 / [H+]2) , čia E – potencialas, R – universali dujų konstanta, T – absoliučioji temperatūra, F – Faradėjaus konstanta, [H+]1 ir [H+]2 – vandenilio jonų koncentracijos prie išorinės ir vidinės stiklo pusių. Jei vieno iš tirpalų [H+] pastovi, potencialas proporcingas antrojo tirpalo pH. pH – metro schema parodyta 12.3 pav . Stiklo elektrode 0,1 N HCl liečiasi su H+ jonams laidžiu stiklu. Sidabro chloridu padengta vielelė, pamerkta į HCl, jungiasi su voltmetru. Grandinė užsidaro, kai į tirpalą pamerkiamas palyginimo elektrodas. Šį elektrodą dažniausiai sudaro Hg/HgCl2 pasta sočiame KCl tirpale; jis vadinamas kalomelio elektrodu. KCl reikalingas kontaktui tarp Hg/HgCl2 puselemenčio ir tiriamo tirpalo sudaryti. Toks puselementis dedamas į stiklinį korpusą, nelaidų H+ jonams (dėl to jo potencialas nepriklauso nuo pH). Elektros kontaktas tarp KCl tirpalo palyginimo elektrodo viduje ir tiriamojo tirpalo atsiranda dėl į stiklinį korpusą įlydyto kapiliaro (KCl lėtai teka į tiramąjį tirpalą). Įtampa, kurią matuoja tokia sistema, susidaro dėl stiklo ir palyginimo elektrodų potencialų skirtumo. Ši įtampa tiesiškai priklauso nuo tirpalo pH. Tokios sistemos įtampa matuojama voltmetru, kuris sugraduotas taip, kad skalėje matomi pH verčių parodymai. pH–metrai prieš matavimus kalibruojami, tam naudojant žinomos pH vertės standartinius buferius. Elektrodai pamerkiami į standartinius buferius (dažniausiai jų pH reikšmės būna 4, 7 ir 10), ir prietaisas reguliuojamas taip, kad jo parodymai atitiktų standartinio buferio pH. Paprastai tokios standartizacijos pakanka. Kadangi ir nedideli pokyčiai gali sukelti nuokrypius nuo tiesiškumo, norint tiksliai nustatyti pH patartina naudoti standartinį buferį, kurio pH nuo matuojamojo skirtųsi ne daugiau kaip 1 – 2 vienetais.

Daugiau informacijos...

★ Klientai rekomenduoja

Šį rašto darbą rekomenduoja mūsų klientai. Ką tai reiškia?

Mūsų svetainėje pateikiama dešimtys tūkstančių skirtingų rašto darbų, kuriuos įkėlė daugybė moksleivių ir studentų su skirtingais gabumais. Būtent šis rašto darbas yra patikrintas specialistų ir rekomenduojamas kitų klientų, kurie po atsisiuntimo įvertino šį mokslo darbą teigiamai. Todėl galite būti tikri, kad šis pasirinkimas geriausias!