Самостійна робота: Визначення рН середовища розчинів солей.

 

Зсув кислотно-лужної рівноваги крові убік підвищення концентрації іонів гідрогену (зниження рН) і зменшення резервної лужності називається ацидозом, а зсув його убік зниження концентрації іонів гідрогену (під­вищення рН) і збільшення резервної лужності - алкалозом. Ацидоз або алкалоз можуть виникати в результаті безпосереднього надходження в організм через харчовий тракт або органи дихання надлишкових кількостей

продуктів з підвищеною кислотністю або лужністю (їжа, питво, медика­менти, забруднення повітря), в результаті аномальної генерації або ева­куації з організму такого роду речовин при різних патологічних станах організму, зв'язаних з порушеннями нормального обміну речовин, функцій дихання і кровообігу.

У сучасній клінічній практиці кислотно-лужну рівновагу (КЛР) ор­ганізму звичайно визначають шляхом дослідження крові по мікрометоду Аструпа і виражають в одиницях ВЕ (з латинської "bі-ехсеss" - "над­лишок основ"). При нормальному кислотно-лужному стані організму ВЕ = О (в апараті Аструп цьому значенню ВЕ відповідає рН = 7,40).

При значеннях ВЕ від 0 до ±3 кислотно-лужний стан організму вважа­ється нормальним, при ВЕ = ± (3-5) - стрес-нормальним, при ВЕ = ± (6-9) -тривожним, при ВЕ = ±(10-14) - загрозливим, а при абсолютному зна­ченні ВЕ, що перевищує 14 - критичним.

Для корекції кислотно-лужної рівноваги при ВЕ< 0 (ацидоз) найчастіше використовують 4%-ний розчин гідрокарбонату натрію, який вводять внутрішньовенне. Необхідний об'єм цього розчину в мл розраховують за емпіричною формулою v = 0,5тВЕ, де т - маса тіла, кг.

Якщо стан ацидозу виник у результаті короткочасної зупинки серця, то об'єм 4%-ного розчину NаНСО₃ (v, мл), необхідний для компенсації зру­шення КЛР у кислу область, розраховують за формул v = т τ, де τ -тривалість зупинки серця, хв.

Корекція КЛР при алкалозі більш складна і вимагає обліку багатьох вихідних даних. У якості однієї з тимчасових мір доцільне уведення від 5 до 15мл 5%-ного розчину аскорбінової кислоти.

Метод кислотно-основного титрування в одному зі своїх варіантів (ал­каліметрія) дозволяє визначати кількості кислот і кислотоутворюючих ре­човин (солей, складених з катіона слабкої основи й аніона сильної кислоти і т.п.) за допомогою робочих розчинів лугів відомої концентрації В іншому варіанті (ацидиметрія) цей метод дозволяє визначати кількості основ і речовин основного характеру (оксидів, гідридів і нітридів металів, органіч­них амінів, солей, складених з катіонів сильних основ і аніонів слабких кислот і т.п.) за допомогою робочих розчинів кислот.

Метод кислотно-основного титрування використовують у практиці клі­нічних, судово-експертних і санітарно-гігієничних досліджень, а також при оцінці якості лікарських препаратів.

Колориметричний метод визначення активної концентрації іонів гідро­гену заснований на застосуванні речовин, названих індикаторами, забарв­лення яких залежить від рН розчину.

Індикаторами є деякі органічні речовини, що містять хроматофорні групи. При зміні рН середовища в молекулах індикаторів відбуваються таутомерні (внутрішньомолекулярні) перегрупування, у результаті яких з'являються або руйнуються забарвлені групи.

Формально індикатор можна розглядати так само, як слабку кислоту НІnd або слабку основу ІndOН, у яких молекулярна й іонна форми мають різне забарвлення. Наприклад, якщо індикатор є слабкою кислотою, то в кислому розчині він практично весь буде знаходитися в молекулярній формі Нind, а в лужному середовищі - у вигляді іонів Іnd^-. Відповідно буде розрізнятися і його забарвлення.

Так, для реакції дисоціації індикатора

 

 

 

Якщо прийняти, що забарвлення індикатора змінюється, коли полови­на індикатора розпадається на іони, тобто коли [Іnd^-] = [НInd], тоді [Н⁺] = К_а, i рН = рК_а.

Водневий показник, рівний рК_а індикатора, прийнято вважати за межу переходу забарвлення індикатора

При однаковій інтенсивності забарвлення обох форм індикатор приймає на межі переходу проміжне забарвлення. Наприклад, індикатор метиловий оранжевий у недисоційованій формі забарвлений в оранжевий колір, у лужному розчині має жовте забарвлення й у кислому розчині - рожеве. В обидва боки від цієї межі забарвлення поступово зростає до червоного -в один бік і до жовтого - в інший. Повна зміна забарвлення індикаторів від НInd до Ind^- відбувається приблизно в межах двох одиниць рН. Область значень рН, у якій від­бувається помітна оком зміна кольору індикатора, називається інтервалом або областю переходу забарвлення індикатора. У фенолфталеїну цей інтер­вал лежить у межах рН 8,0-9,8, у метилового оранжевого - при рН 3,1-4,4, у лакмусу в у межах рН 5-8. Звідси випливає, що причиною різного положення області переходу у різних індикаторів є різниця у величині їх констант дисоціації.

Індикатори, що мають великі константи дисоціації (тобто більш схильні до розпаду на іони), змінюють своє забарвлення при менших значеннях рН, і навпаки. Наприклад, константа дисоціації метилового оранжевого К_а = =4,6 ^. 10^-4 набагато більше, ніж у фенолфталеїна К_а = 8 ^. 10^-10. Область пере­ходу і константа дисоціації найважливіших індикаторів представлені в таблиці 4.6.

 

Серед наведених у таблиці індикаторів є такі, що змінюють забарв­лення тільки

в кислому середовищі (метиловий червоний), інші - у луж­ному (фенолфталеїн) і тільки деякі з них (лакмус і феноловий червоний) мають одне забарвлення в кислому середовищі, інше - у лужному. Тому про індикатори не можна говорити як про речовини, зміна кольору яких показує кисле або лужне середовище, тому що це речовини, що показують різне значення рН розчину. Для визначення рН розчину потрібно до­сліджувати його декількома індикаторами. Останні підбирають таким чином, щоб зміна забарвлення відбувалася при поступово зростаючому рН. Так, наприклад, якщо метиловий оранжевий у досліджуваному розчині здобуває жовтий колір, то це означає, що рН цього розчину не нижче 4,4. Якщо при випробуванні цього ж розчину за допомогою метилового чер­воного забарвлення його залишається червоним, то це означає, що рН не вище 6,2. Звідси можна зробити висновок, що рН досліджуваного роз­чину лежить між 4 і 6,2. Підбираючи індикатори, що мають різні константи дисоціації, можна звузити межі і більш точно знайти значення рН розчину.

Колориметричне визначення рН полягає в наступному виготовляють ряд стандартних буферних розчинів зі зростаючими значеннями рН і до­дають до кожного з них декілька краплин індикатора Таким чином, в області переходу забарвлення індикатора одержують кольорову шкалу. Потім таку ж кількість індикатора додають до досліджуваного розчину і порівнюють у компараторі його забарвлення із забарвленням стандартних розчинів. Збіг забарвлення розчинів указує на збіг рН досліджуваного розчину зі значенням рН стандартного розчину.

Колориметричний метод визначення рН має ряд недолікіа По-перше, він недостатньо точний: рН виміряється з точністю до 0,2. По-друге, індикатор сам є слабкою кислотою або лугом, і додавання його до до­сліджуваного розчину викликає зсув рівноваги.

Виявляється, що в присутності багатьох нейтральних солей і білків область переходу забарвлення індикатора часто міняється, що приводить до істотного перекручування результатів (сольова похибка і білкова похибка). Білкова похибка обумовлена тим, що білок, що є присутнім у дослід­жуваному розчині, адсорбує індикатор. Перекручування результатів відбу­вається і внаслідок зміни температури. З підвищенням температури змі­нюється константа дисоціації індикатора Крім того, при роботі цим мето­дом виникають утруднення, якщо досліджувані розчини мають забарвлення або мутні. Тому для визначення рН розчинів більш широко застосовуються електрометричні методи, які мають велику перевагу як по точності визна­чення, так і по швидкості, а головне, їм не завадить забарвлення або наявність муті у розчинах.