tlumivé roztoky, tlumivé směsi, systémy, které udržují určitou koncentraci vodíkových iontů H +, to znamená určitou kyselost prostředí. Kyselost tlumivých roztoků zůstává téměř nezměněna, když se zředí nebo když se k nim přidá určité množství kyselin nebo zásad.

Příklad B. s. slouží jako směs roztoků kyseliny octové CH3COOH a jeho sodná sůl CH3COONa. Tato sůl jako silný elektrolyt (viz Elektrolyty) disociuje téměř úplně, tj. dává mnoho iontů CH3COO – . Po přidání do B. s. silná kyselina, která produkuje mnoho H + iontů, tyto ionty jsou vázány ionty CH3COO – a tvoří slabou (tj. mírně disociující) kyselinu octovou:

Naopak při alkalizaci B. s., tedy přidání silné zásady (například NaOH), jsou ionty OH – vázány ionty H + přítomnými v B. s. v důsledku disociace kyseliny octové; v tomto případě se tvoří velmi slabý elektrolyt – voda:

Jak jsou H + ionty spotřebovávány k navázání OH – iontů, stále více molekul CH disociuje3COOH, takže rovnováha (1) se posouvá doleva. Díky tomu se jak v případě přidání iontů H +, tak v případě přidání iontů OH – tyto ionty vážou a kyselost roztoku se tedy prakticky nemění.

Kyselost roztoků se obvykle vyjadřuje tzv. vodíkovým indexem (viz Hydrogen index) pH (pro neutrální roztoky pH = 7, pro kyselé roztoky – pH nižší a pro alkalické roztoky – více než 7). Nalévání do 1 л čistá voda 100 ml 0,01 molární roztok HC0,01 (XNUMX М) změní pH ze 7 na 3. Přidáním stejného roztoku na 1 л B. s. CH3COOH+CH3COONa (0,1 М) změní pH z 4,7 na 4,65, tedy pouze o 0,05. Za přítomnosti 100 ml 0,01 М pH roztoku NaOH v čisté vodě se změní ze 7 na 11 a v uvedeném B. s. pouze od 4,7 do 4,8. Kromě diskutovaného existují četné další B. s. (příklady viz tabulka). Acidita (a tedy pH) B. s. závisí na povaze složek, jejich koncentraci a u některých B. s. a na teplotě. Za každou B. s. pH zůstává přibližně konstantní pouze do určité meze v závislosti na koncentraci složek.

READ
Jak snížit počet věcí ve vašem šatníku?

B. s. jsou široce používány v analytické praxi a v chemické výrobě, protože mnoho chemických reakcí probíhá požadovaným směrem a dostatečnou rychlostí pouze v úzkých mezích pH. B. s. jsou nezbytné pro život organismů; určují stálost kyselosti různých biologických tekutin (krev, lymfa, mezibuněčné tekutiny). Základní B. s. u zvířat a lidí: hydrogenuhličitan (kyselina uhličitá a její soli), fosforečnan (kyselina fosforečná a její soli), bílkoviny (jejich pufrační vlastnosti jsou dány přítomností bazických a kyselých skupin). Krevní proteiny (především hemoglobin, který tvoří asi 75 % pufrační kapacity krve) zajišťují relativní stabilitu pH krve. U lidí je pH krve 7,35-7,47 a zůstává v těchto mezích i při významných změnách výživy a dalších podmínek. Aby se pH krve posunulo na alkalickou stranu, je nutné do ní přidat 40-70krát více alkálie než do stejného objemu čisté vody. Natural B. s. v půdě hrají velkou roli při udržování úrodnosti polí.

Velká sovětská encyklopedie. — M.: Sovětská encyklopedie. 1969-1978.

užitečný

Podívejte se, co jsou „vyrovnávací systémy“ v jiných slovnících:

Krevní pufrovací systémy — (z anglického buffer, buff to změkčit úder) fyziologické systémy a mechanismy, které zajišťují acidobazickou rovnováhu v krvi [1]. Jsou „první linií obrany“, která zabraňuje náhlým změnám pH vnitřního prostředí života. . Wikipedia

VLASTNOSTI PUFROVÁNÍ — PUFROVACÍ VLASTNOSTI, schopnost mnoha látek oslabit změnu aktivní reakce (viz) roztoku, k níž by bez nich došlo, kdyby byly do roztoku přidány kyseliny nebo zásady. Tento stabilizační účinek na reakci roztoku se nazývá pufr. . Velká lékařská encyklopedie

VYROVNÁVACÍ ŘEŠENÍ – pufrové systémy, roztoky, které udržují konstantní hodnotu pH média při ředění, zahušťování nebo přidávání alkálií nebo alkálií (bez překročení určitého limitu). Příklady B. r.: p r kyselina octová a její sodná sůl, p r kyselina boritá . Velký encyklopedický polytechnický slovník

Vyrovnávací roztoky – viz Vyrovnávací systémy . Velká sovětská encyklopedie

Tlumivý roztok — Pufrovací roztoky (anglicky buffer, z buff pro změkčení úderu) roztoky s určitou stabilní koncentrací vodíkových iontů; směs slabé kyseliny a její soli (například CH3COOH a CH3COONa) nebo slabé zásady a její soli (například NH3 a . . Wikipedia

Kyslíková báze — I Acidobazická rovnováha (synonymum: acidobazická rovnováha, acidobazická rovnováha, rovnováha kyselin a zásad) relativní stálost koncentrace vodíkových iontů ve vnitřních prostředích těla, zajišťující užitečnost. .. Lékařská encyklopedie

READ
Jak odstranit obtížné skvrny z koberce?

Krev — I (sanguis) tekutá tkáň, která provádí transport chemických látek v těle (včetně kyslíku), díky čemuž dochází k integraci biochemických procesů probíhajících v různých buňkách a mezibuněčných prostorech do jediného systému . Lékařská encyklopedie

Homeostáza – (starořecky ὁμοιοστάσις od ὁμοιος identický, podobný a στάσις stojící, nehybnost) seberegulace, schopnost otevřeného systému udržovat stálost svého vnitřního stavu pomocí koordinovaných reakcí, . . Wikipedia

Elektroforéza proteinů v polyakrylamidovém gelu — Fotografie polyakrylamidového gelu ilustrující separaci proteinů podle molekulové hmotnosti. Markery na levé dráze Tento termín má další významy, viz Elektroforéza na polyakrylamidovém gelu. Elektroforéza proteinů v polyakrylamidu. . Wikipedie

Vyrovnávací roztoky – (synonymum: pufrové směsi, pufrové systémy, pufry) roztoky s určitou koncentrací vodíkových iontů, obsahující konjugovaný acidobazický pár, zajišťující stálost hodnoty jejich vodíkového indexu při nevýznamné . . Lékařská encyklopedie

Slabé kyseliny a zásady se na rozdíl od silných (které disociují téměř úplně) rozpadají na ionty ve velmi malé míře. Proto lze například v roztoku slabé kyseliny rozlišit:

celková kyselost – koncentrace rozpuštěné kyseliny, kterou lze stanovit titrací alkalickým roztokem až do úplné neutralizace;

aktivní kyselost – koncentrace volných protonů v roztoku;

potenciální nebo rezervní kyselostobsažené v nedisociovaných molekulách kyselin.

Podobně slabé báze mají tři typy zásaditosti.

Kromě toho se slabé elektrolyty řídí Ostwaldovým zákonem ředění, podle kterého je stupeň disociace slabého elektrolytu nepřímo úměrný druhé odmocnině jeho koncentrace:

kde K je disociační konstanta, C je molární koncentrace;

nebo přímo úměrné druhé odmocnině jeho ředění:

α = , kde V – ředění

Jak si pamatujete ze střední školy, reakce média v solných roztocích je určena jejich schopností hydrolýzy. Soli tvořené slabou kyselinou a silnou bází, podléhající hydrolýze na aniontu, tedy posouvají rovnováhu disociace vody směrem k tvorbě hydroxidových aniontů. Prostředí se stává zásadité. Například:

Soli tvořené slabou bází a silnou kyselinou, které podléhají hydrolýze na kationtu, posunou rovnováhu disociace vody směrem k tvorbě protonů.

Například: NH4 + + Cl – + H2О → NН4OH + H + + Cl –

Vyrovnávací systémy (BS) – vodné roztoky, které zabraňují změnám pH při přidávání malých množství silných kyselin, zásad, jakož i při ředění a zahušťování.

READ
Jak ředit Ceresit primer?

Složení jakéhokoli BS obsahuje 2 komponenty v následujících verzích:

a) slabá kyselina a její sůl tvořená silnou bází;

b) slabá zásada a její sůl tvořená silnou kyselinou.

Příklad prvního typu BS – acetátový pufr:

kde CH3COOH je slabá kyselina a CH3COO – +Na + je sůl tvořená silnou bází (NaOH).

Příklad druhého typu BS – čpavkový pufr:

kde NH4OH – slabá báze, NH4 + + Cl – je jeho sůl tvořená silnou kyselinou (HCl).

Nejdůležitější složkou BS je slabý elektrolyt. Poskytuje rezervní kyselost nebo zásaditost.

Klasifikace acidobazických pufrovacích systémů:

Vyrovnávací systémy mohou být čtyř typů:

1. Slabá kyselina a její anion A /NA:

acetátový pufrový systém CH3СОО – /СН3COOH v CH roztoku3COONa a CH3COOH, rozsah účinku pH = 3,8-5,8.

Hydrogen-karbonátový systém HCO3 – /N2S3 v roztoku NaHCO3 a H2S3, oblast jeho působení je pH = 5,4-7,4.

2. Slabá báze a její kation V/VN + :

čpavkový pufrovací systém NH3/ NH4 + v roztoku NH3 a NH4Cl,

jeho oblast působení je pH = 8,2-10.

3. Anionty kyselých a středních solí nebo dvou kyselých solí:

uhličitanový nárazníkový systém CO3 2- /NSO3 – v roztoku Na2CO3 a NaHCO3, oblast jeho působení je pH = 9,3-11,3.

fosfátový pufrovací systém NPO4 2-/N2RO4 – v roztoku Na2NRA4 a NaH2RO4, oblast jeho působení je pH = 6,2-8,2.

Tyto solné pufrovací systémy lze klasifikovat jako typ 1, protože jedna ze solí těchto pufrovacích systémů působí jako slabá kyselina. V systému fosfátového pufru je tedy aniont H2RO4 – je slabá kyselina.

4. Ionty a molekuly amfolytů. Patří sem aminokyselinové a proteinové pufrové systémy. Pokud jsou aminokyseliny nebo proteiny v izoelektrickém stavu (celkový náboj molekuly je nulový), pak roztoky těchto sloučenin nejsou pufry. Začnou vykazovat pufrační účinek, když se k nim přidá nějaká kyselina nebo zásada. Poté část proteinu (aminokyselina) přechází z IES do formy „protein-kyselina“, respektive do formy „protein-base“.