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【求助】蛋白怎么老挂不上柱？
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我用8M尿素溶解包涵体蛋白(34kD，软件预测pI在6－7之间)，准备过Q－Sepharose High Performance柱纯化。预实验采用1ml的小柱，先用5ml 0.2M pH7.5 Tris buffer(含8M尿素)加速pH的平衡，再用10ml 0.02M pH7.5 Tris buffer(含8M尿素)平衡柱子。蛋白上样量约为1mg，结果蛋白总是在穿透中。当时我分析：1、蛋白上样量太大。分析：说明书中讲BSA的静态吸附容量为70mg/ml胶，动态吸附容量约为静态的10－20％(7-14mg)。我的蛋白分子量小于BSA，吸附容量只会更大......2、pI预测的值不准。分析：我试了pH5.5/6/6.5/7/7.5/8，都不行，最后我不调pH了，直接用0.02M Tris buffer(含8M尿素，pH大于9)做，也不行，郁闷！开始怀疑胶有问题......3、重新装了一根小柱，上了1mg BSA，洗脱buffer是pH7的0.02M Tris(无尿素)。这次蛋白挂上了！现在我有点迷惑：Q－Sepharose High Performance说明书中提到该填料能够耐受8M尿素，也就是说溶解在8M尿素里的包涵体蛋白应该是可以直接上柱纯化的，现在我这里的情况又是为什么呢？难道是尿素不纯，里面混有大量的带负电荷的反离子？还是尿素本身就带负电(可能吗？)？望各位看在我过年还要做实验的份上，不吝赐教！谢谢！注：我用的是上海生工卖的BBI原装的尿素，号称超纯级，比分析纯还纯，但我看见有黑点，甚至还有一根头发......
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你应该是复性后，就是尿素浓度很低的时候再尝试下挂柱。尿素和填料都是没有问题的。8M的尿素柱子是能够耐受的，但是一般来说8M尿素是用来cip柱子的，也就是说在变性条件下是一般蛋白都是不能挂柱的，与等电点什么的关系不大。
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镍柱可以在变性条件（含8M尿素）下纯化。Q－Sepharose High Performance不行吗？
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Q sepharose High Performance是精密分离的，建议先复性再过此柱，而且8M尿素应该挂不到柱上。
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考虑一下平衡液和样品的COND,看看。
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pH也许不对,因为等电点预测不一定准确,可适当提高缓冲液和样品的pH到8,同时你平衡缓冲液浓度过高，要和样品一样调到20mM左右试试,其实说实话变性条件下常规的方法纯化效果一般,如果可能最好选择亲和的方法.你的问题和尿素无关.
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机及分析化学
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机及分析化学 6-1 6章 酸碱平衡. 酸和碱是两类重要的化学物质,酸碱平衡是水溶液中重要的平衡体系.本章以酸碱质子理论讨论水溶液中的酸碱平衡及其影响因素,讨论酸碱平衡体系中有关各组分的浓度计算,以及缓冲溶液的性质,组成和应用. 6-1 强电解质溶液 6.1.1 强电解质在溶液中的状况 实验证明,对于许多化学反应,如果以有关物质的浓度代入质量作用定律或化学平衡常数基本表达式中计算时,其所得的结果是有偏差的,特别是强电解质偏差更甚.例如HAcKa在浓度不太高时是一个常数,而HClKa即使溶液的浓度很稀也远不是一个常数.产生偏差的原因何在,阿累尼乌斯S.Arrhenius的解离理论不能解释.究其原因,主要是在推导这些基本公式时都假设溶液是处在理想状态,即溶液中各物种离子或分子都是孤立存在的,没有考虑它们之间的相互作用.而实际溶液都是非理想溶液,这种假设对于弱电解质而言,由于其解离程度不大,忽略它们之间的相互作用引起的偏差较小,这还是允许的.但是对于强电解质来说,忽略离子之间较强的吸引力显然是不合适的. 前面学习溶液性质时已经了解到,在溶液中溶质非电解质对溶剂依数性的影响,仅决定于溶质粒子的数目,而与溶质本性无关.但若是强电解质溶解在水中,如氯化钠溶液的冰点降低和沸点升高数值,应是同浓度的非电解质溶液的两倍.然而,实验测定0.1mol·L-1NaCl所引起的水的冰点降低仅是同浓度的非电解质的1.81倍.在沸点升高上也产生相类似的偏差.这表明氯化钠似乎并没有完全解离.另外,实验测定了某些强电解质的解离度,与100%解离也有较大的偏差,见表 6-1. 表 6-1 某些强电解质的实测解离度0.1mol·L-1 电解 HCl HNO3 H2SO4 KOH NaOH KCl NH4Cl CuSO4 解离度α % 92 92 58 89 84 86 88 40 为了解决上述实验事实的偏差,1923年德拜P.J.W.Debye和休克尔E.Hückel提出了强电解质在溶液中状况的基本理论.该理论的主要论点是:强电解质在溶液中至少在不太浓的溶液中是完全解离的,但由于溶液中离子都处在异性离子的包围之中,这种包围称为离子氛,因此,每一个正离子周围有一个带负电的离子氛,同样在每一个负离子周围也有一个带正电荷的离子氛. 离子氛的形成,使溶液中离子的行动受到了限制.倘若给电解质溶液通电,这时正离子应该向负极移动,但它的"离子氛"却向正极移动.这样,正离子向负极迁移的速度显然比没有"离子氛"的离子慢些,因此溶液的导电性就比理论上要低一些,这也是相当于溶液中离子数目的减少,因此强电解溶液的蒸气压降低数值,沸点升高数值,凝固点下降机及分析化学 6-2 数值,以及用依数性测定的强电解质的解离度与真实的解离度之间都存在着一定的偏差.所以,我们将实测的解离度称为"表观解离度". 6.1.2 活度和活度系数 由于离子间的相互牵制作用,使离子的一些与浓度有关的性质如:导电性,溶液的依数性等受到影响,其后果相当于溶液中离子浓度的减少.为了准确地描述强电解质溶液中离子间的相互作用,引入了离子的活度和活度系数的概念.所谓活度a就是离子的有效浓度,它等于溶液中离子的实际浓度b乘上一个校正系数γ,这个校正系数叫做活度系数. a=γ·θbb 式 6-1 a为活度,即有效浓度;b为质量摩尔浓度;γ是校正系数,称为活度系数.a和γ是量纲为1的数,bθ=1 mol·Kg1.由于在稀溶液中质量摩尔浓度与物质的量浓度数值上近似相等,所以,a=γ·θCC;其中Cθ=1 mol·L-1. 活度系数直接反映电解质溶液中离子活动的自由程度.可以预测,当溶液中离子浓度愈大,离子所带的电荷越高,离子间相互牵制越强,则活度系数γ值愈小,活度与浓度之间的差距越大.实验测得不同浓度的NaCl溶液的活度和活度系数,列于表 6-2中. 表 6-2 不同浓度NaCl溶液的活度298K 浓度C0.1mol·L-1 0.1 0.01 0.001 0.0001 活度系数γ 活度α 0.792 0.0792 0.906 0.00906 0.963 0.000963 0.985 0.0000985 从表 6-2可见,溶液的浓度越大,单位体积内离子数目越多,离子间的牵制作用越强,离子活动的自由度γ值越小,活度与浓度之间的差距越大.相反,浓度C越小,γ值越大.活度与浓度之间的差距越小.当溶液无限稀释时,离子间的牵制作用降低到极弱的程度,γ→1,活度与浓度也趋于相等. 由此可见,强电解质溶液的性质中,凡与离子浓度有关时均由活度决定而不是浓度.因此离子活度是比浓度更本质,更重要的溶液性质的决定因素.但对于弱电解质溶液和难溶性强电解质溶液等,由于溶液中离子浓度很小,通常就以浓度计算,不必考虑用活度修正. 6.1.3 离子强度 当多种离子同时存在于溶液中时,它们之间的相互作用非常复杂,与溶液中总体的离子浓度及电荷数Z有关.Lewis于1921年提出离子强度的概念: =iiiZbbI221θ 式 6-2 机及分析化学 6-3 浓度较稀时可直接用物质的量浓度c代替质量摩尔浓度b进行计算.有了离子强度,对于浓度b H2SO4
HNO3 冰醋酸能区分HClO4, HCl等的强弱,也体现了溶剂的"区分效应". 在水中HClO4完全解离,是"强酸";在冰醋酸中它只能部分解离,是"弱酸".水的碱性比醋酸强,前者接受质子的能力强于后者.不难看出,溶剂的碱性愈强时溶质表现出的酸性就愈强.所以,区分强酸要选用弱碱作溶剂,弱碱对强酸有区分效应;同样,强碱对弱酸也有区分效应.如乙炔是极弱的酸,由于酸性太弱,它不能同OH-发生反应,而能同比OH-更强的碱NH2-在液氨中反应: _CCHH+NH2HCC_+NH3 如果用乙烯来重复这一实验,并无反应发生,说明乙烯比乙炔的酸性更弱. 同样,对碱来说,也存在着溶剂的"区分效应"和"拉平效应".如氨基离子NH2-,氢负离子H- ,甲基负离子CH3- 都是比OH-更强的碱,它们与水完全反应,生成相应的共轭酸和OH-: 机及分析化学 6-8 NH2- + H2O → NH3 + OH- H- + H2O → H2 + OH- H3C- + H2O → CH4 + OH- 碱1 酸2 酸1 碱2 在水中NH2-,H-,H3C-的碱性强弱都被水"拉平"了.OH-是水中能够存在的最强碱.要区分NH2-,H-,H3C-的碱性强弱,应选取比H2O的酸性更弱的酸作为溶剂. 极弱的碱也有类似情形.很多化合物在水中并不显碱性,可以说其碱性是很弱的了.但是,在与比水的酸性更强的溶剂作用时,就显现出碱性来了.这种溶剂常常是100%的H2SO4.在H2SO4作为溶剂的溶液中,乙醚表现为碱: C2H5 O C2H5 + HOSO2OH [C2H5 C2H5] + OSOOH2OH-+碱1 酸2 酸1 碱2 综上所述,酸碱的质子理论告诉我们,酸与碱是相互对立的,又是统一的.它们间的强弱有一定的依赖关系,强酸的共轭碱是弱的,强碱的共轭酸是弱的;反之,弱酸的共轭碱是强碱,弱碱的共轭酸是强酸.因此,通常可以比较酸的强弱,再由此确定其共轭碱的相对强弱. 在一定条件下,酸碱又可以相互转化.一个典型的例子是硝酸.人们多半都认为它是一强酸,然而在不同条件下,它可以表现为碱.如在纯硫酸中,硝酸发生如下反应: HONO2 + H2SO4 [H2O·NO2]+ + HSO4- 碱1 酸2 酸1 碱2 在这里HNO3是一个碱,它的共轭酸是[H2O·NO2]+,再进一步反应,生成硝基正离子NO2+.总反应是: HONO2 + 2H2SO4 H3O+ + NO2+ + 2HSO4- Raman光谱已经证实了NO2+的存在. 确定了酸碱的相对强弱之后,可以判断酸碱反应的方向.酸碱反应是争夺质子的过程,争夺质子的结果总是强碱夺取了强酸给出的质子而转化为它的共轭酸—弱酸;强酸则给出质子转化为它的共轭碱—弱碱.总之,酸碱反应主要是由强酸与强碱向生成相应的弱碱和弱酸的方向进行.如, H3PO4 + NH3 → H2PO4- + NH4+ 较强的酸 较强的碱 较弱的碱 较弱的酸 酸碱质子理论扩大了酸和碱的范畴,使人们加深了对酸碱的认识.但是,质子理论也有局限性,它只限于质子的给予和接受,对于无质子参与的酸碱反应就无能为力了. 机及分析化学 6-9 6.2.4 酸碱电子理论 在与酸碱质子理论提出来的同时,G.N.Lewis在研究化学反应的过程中,从电子对的给予和接受提出了新的酸碱概念,后来发展为Lewis酸碱理论,也称为酸碱电子理论.这个理论将酸碱定义为:酸是任何可以接受外来电子对的分子或离子;酸是电子对的接受体.碱则是可给出电子对的分子和离子;碱是电子对的给予体.酸碱之间以共价配键相结合,并不发生电子转移. 酸 + 碱 → 酸碱加合物 H+ + :OH → H:OH Cl H Cl H | | | | Cl—B + :N—H → Cl—B←N—H | | | | Cl H Cl H Cl R Cl R | | | | Cl—Al + :O—H → Cl—Al←O | | | | Cl R Cl R 由此可见,氯化硼,氯化铝等不含氢的物质都属于酸,氢氧根,胺类,醚类都属于碱. 通过上述几例的简单讨论,说明了电子理论更加扩大了酸碱的范围.由于在化合物中配位键普遍存在,因此,Lewis酸碱的范围极为广泛,它不受某元素,某溶剂或某种离子的限制,反应包括了除氧化还原反应以外的几乎所有的反应,大多数无机化合物都是酸碱加合物,甚到有机分子如乙醇也可根据它们的结构分析为酸C2H5+和碱OH-.无论在固态,液态,气态或在溶液中,大多数无机化合物都可看作是Lewis酸碱的加合物.路易斯酸碱理论是目前应用最广的酸碱理论.此理论最大缺点是不易确定酸碱的相对强度,对酸碱的认识过于笼统,使不同反应类型之间的界限也基本上消除. 为了克服这些缺点,在电子理论的基础上,二十世纪六十年代,人们又提出了软硬酸碱的概念,可用以讨论配合物的稳定性.关于软硬酸碱的概念将在后续课程中加以介绍. 从酸碱理论的发展过程中,可以看出,人们对酸碱的认识是逐步深化的.随着生产和科学技术的发展,人类的认识将进一步深化. 6-3 水的解离平衡 6.3.1 水的离子积常数 水是一种极弱的电解质,既有弱酸性又有弱碱性.或者说,H2O分子即可给出质子,又可接受质子.即: H2Ol+H2Ol=H3O+aq+OH-aq 机及分析化学 6-10 这种发生在同种分子之间的质子传递反应称为质子自递反应.通常简化为: H2Ol=H+aq+OH-aq 根据热力学中对溶剂和溶质的标准态的规定,水的质子传递反应的标准平衡常数可用下式表示: θwK=aH+ aOH- =CHCCOHC+-·θθ式 6-4 θwK表示在一定温度下,水中氢离子活度和氢氧根离子活度的乘积为一个常数,称为水的离子积常数.由于Cθ=1 mol·L-1,在稀溶液中标准平衡常数与经验平衡常数数值上相等,所以稀溶液中作平衡计算时,常用经验平衡常数代替标准平衡常数.精确实验测得295K纯水中CH+和COH-各为1.0×10-7mol·L-1,则: wK=CH+ COH-=1.0×10-7×1.0×10-7=1.0×10-14 由于水的解离是吸热过程,因此温度升高,水的解离度增大,θwK值也增大.不同温度下水的离子积常数列于表 6-3中. 表 6-3 不同温度下水的离子积常数 温度K θwK 温度K θwK 273 1.03×10-16 303 1.89×10-14 283 3.60×10-15 313 3.80×10-14 291 7.40×10-15 323 5.60×10-14 293 8.60×10-15 333 1.26×10-13 295 1.00×10-14 353 3.40×10-13 298 1.27×10-14 373 7.40×10-13 从表 6-3中可以看出,温度对θwK有着显著的影响.例如,水在373K时的离子积是295K时的74倍.通常在室温下可以认为θwK=1.0×10-7×1.0×10-7=1.0×10-14. 6.3.2 溶液的酸碱性 水溶液中的酸碱性可用pH值来表示,严格的说,pH值定义为氢离子活度的负对数: pH=-lgaH+ 由于稀酸,稀碱溶液中氢离子浓度较小,活度系数趋近于1,所以氢离子活度近似等于氢离子浓度.通常pH值是指氢离子浓度的负对数: pH=-lg{CH+ Cθ} 式 6-5 与pH值相对应的还有pOH值,即pOH值定义为氢氧根离子活度的负对数: 机及分析化学 6-11 pOH=-lgaOH- 通常pOH值是指氢氧根离子浓度的负对数: pOH=-lg { COH-
Cθ} 式 6-6 常温下在水溶液中: 令 pθwK=-lgθwK 则:pθwK=14.0025℃ ∴ pH+pOH=pθwK=14.00 式 6-7 pH是用来表示水溶液酸碱性的一种标度.pH值越小,溶液的酸性越强,碱性越弱;pH值越大,溶液的酸性越弱,碱性越强.溶液的酸碱性与pH值的关系为: 酸性溶液 CH+ COH- pH1mol·L-1,则pH1 mol·L-1,则pH14.在这种情况下,就直接写出CH+或COH-,通常不用pH值来表示这种溶液的酸碱性. 只要确定了溶液的CH+,就能很容易的计算pH值. 值得注意的是:我们一定要认清中性溶液的根本标志.当某一温度下,水的离子积常数θwK不等于1.0×10-14,PθwK不等于14.00时,中性溶液中pH=pOH,但不等于7.但在一般情况下,提到pH=7时,总是认为溶液是中性的,这时因为一般情况下认为θwK=1.0×10-14. 6-4 酸碱溶液中氢离子浓度的计算及型体分布 溶液中氢离子浓度的大小对很多化学反应都有重要的影响.计算H+浓度可采用代数法和图解法.本节主要介绍代数法,方法是从精确的数量关系出发,根据具体条件,分清主次,合理取舍,使其成为易于计算的简化形式.具体计算的依据有物料平衡式溶液中某组分的总浓度等于该组分各种型体的平衡浓度的总和,这种关系称为物料平衡.其数学表达式叫做物料平衡式,以MBE表示,电荷平衡式中性溶液中阳离子的正电荷总浓度等于阴离子的负电荷总浓度,其数学表达式称为电荷平衡式,以CBE表示和质子条件式.其中较简便而又常用的是质子条件式. 6.4.1 质子条件式 酸碱反应的实质是质子的传递.当反应达到平衡时,得到质子后的产物所获得的质子的总物质的量与失质子后的产物所失质子的总物质的量相等,这一原则叫做质子条件,它的数学表达式称质子条件式,以PBE表示.通过质子条件式可推导出溶液H+浓度的计算式. 机及分析化学 6-12 任何酸碱溶液在确定其质子条件时,先要在酸碱平衡体系中选择适当的质子基准态物质作为参考,以它作为考虑质子转移的起点并称之为参考水准或零水准.通常选择大量存在于溶液中并参于质子转移的物质这种物质通常为起始物和水作为零水准.然后将体系中其它酸或碱与之比较,看哪些是得质子的,哪些是失质子的,得失质子多少,再根据质子转移数相等的数量关系,将所有得到质子后的产物写在等式的一端,所有失去质子后的产物写在另一端,即可得到质子条件式. 例如,在一元弱酸HA的水溶液中,大量存在并参与质子转移反应的物质是HA和H2O,因此选它们作为零水准,其质子转移情况为: HA+H2O = H3O+ +A- H2O+ H2O = H3O++OH- 零水准 --——→—+AHAH --++——→————←++OHOHOHHH23 上式中H3O+是溶液中H2O获质子后的产物,将它写在零水准的一边,而A-和OH-为HA和H2O失去质子后产物,写在零水准的另一边.根据处于一体系中质子得失数目相等原则,直接写出质子条件式为 CH3O+ = CA- + COH- 上列质子条件式的意义是,当上述溶液处于平衡状态时,溶液中H+即H3O+分别来源于HA和H2O的解离. 显然,质子条件式中不出现零水准物质,也不出现不参与质子得失的物质. 在处理多元酸溶液的质子条件时,要注意平衡物种前的系数.例如H2C2O4水溶液中,以H2C2O4和H2O为零水准,其质子转移反应为: 零水准 H2C2O4——→—+-H HC2O4- H2C2O4——→—+-H2 C2O42- --++——→————←++OHOHOHHH23 其质子条件式为: CH3O+ = CHC2O4- + 2CC2O42-+ COH- 例6-1 写出NaNH4HPO4溶液的质子条件式. 解: 选NH4+,HPO42-,H2O为零水准,溶液中质子转移反应为: 零水准 NH4+——→—+-HNH3 机及分析化学 6-13 H2PO4-———←++H HPO42-——→—+-H PO43- H3PO4———←++H2HPO42- --++——→————←++OHOHOHHH23 质子条件为:CH3O+ + CH2PO4- + 2CH3PO4= CNH3 + CPO43-+ COH- 例6-2 写出含有浓度为C1的HAc和浓度为C2的NaAc水溶液的质子条件式. 解:在这一共轭体系中H2O,HAc和Ac-都参与质子转移的反应,但HAc和Ac-为共轭酸碱对,互为失得质子后的产物,因此不能把共轭酸对的两个组分都选作零水准,而只能选择其中的一种. 若选择HAc和H2O为零水准, 零水准 HAc--——→—+cAH 参与质子转移的Ac- --++——→————←++OHOHOHHH23 则PBE为 CH3O+ = [ CAc- -C2] + COH- 若选择Ac-和H2O为零水准,则PBE为 CH3O+ + [CHAc -C1] = COH- 但是,无论选择HAc还是选择Ac-作为零水准,所得到的质子条件式只是同一平衡式的不同表达式,通过物料平衡式CHAc + CAc- = C1 + C2可以得出它们是一致的,是可以相互变换成另一表达式的. 6.4.2 酸碱溶液中氢离子浓度的计算 一, 强酸或强碱溶液 设浓度为C的强酸HB,其在水溶液中质子的转移反应为: HB + H2O → H3O+ + OH- 全部转化为H3O+ H2O + H2O → H3O+ + OH- PBE为: CH3O+ = C + COH- 上列质子条件式的意义是,当强酸溶液牌平衡状态时,溶液中H+即H3O+分别来源于H2O和HB的解离,根据平衡关系,得到: CH+ = C ++HCKw C2H+ - C·CH+ - Kw = 0 精确式
式 6-8 式 6-8是计算强酸溶液H+浓度的精确式,按上式计算需解一无二次方程.如果机及分析化学 6-14 C2H+20Kw,则可忽略式中的COH- ,则 CH+ ≈ C 最简式 式 6-9 对于浓度为C的强碱溶液,其COH-的计算与强酸情况类似,即 COH- = C + CH+ C2OH- - C·COH- - Kw = 0 精确式 式 6-10 如果C2OH-20Kw COH- ≈ C 最简式 式 6-11 二, 一元弱酸,弱碱溶液 1. 解离平衡常数 作为弱电解质的弱酸和弱碱在水溶液中,存在与H2O分子之间的质子传递反应,如醋酸是典型的一元弱酸.在HAC水溶液中存在着下列反应: HAc+H2OH3O++Ac- 或简写作: HAcH++Ac- 达平衡时,平衡常数表达式可写成: Kaθ =aHaAcaHAc+-·式 6-12 在电解质溶液的平衡体系中,实际上活度商满足式 6-12所表示的关系,由于在稀溶液中标准平衡常数与经验平衡常数数值上相等,所以在以后的稀溶液平衡计算时,均采用经验平衡常数代替标准平衡常数.于是式 6-12变为 aK=HAcCAcCHC-+·式 6-13 上面式子中aK是酸的解离平衡常数. 氨水是典型的一元弱减,溶液中存在与H2O分子之间的质子传递反应: NH3+H2ONH4++OH- 或写作: NH3·H2ONH4++OH- 平衡常数表达式可写成: bK=34NHCNHCOHC+-·式 6-14 上面式子中bK是碱的解离平衡常数. aK和bK都是平衡常数,它表示弱酸,弱碱给出质子的趋势大小,aK或bK值越大表示解离的趋势越大.一般把aK小于10-2的酸称为弱酸;弱碱也可按着bK值的大小分类.aK机及分析化学 6-15 和bK既然都是平衡常数,当然要与温度有关,但由于弱电解质解离的热效应不大,所以温度变化对aK和bK值的影响较小. 现将298K时某些一元弱酸,弱碱的解离常数列于附录中,以便计算时查找. 2. 氢离子浓度计算 浓度为C的一元弱酸HA,其PBE为 CH3O+ = CA- + COH- CH+ = +··HCHACKa + KCHw+CH+ = waKHACK+· 精确式 式 6-15 式中CHA = δHA·C ,代入后解方程仍很麻烦.实际上,可根据具体情况进行合理的处理,采用近似法进行计算. 式 6-15中,当Ka·CHA ≥ 20Kw可忽略Kw,即忽略水解离提供的H+.此时式 6-15简化为 CH+ = HACKa·= ][+-HCCKa 近似式 其展开式为 C2H+ + Ka·CH+ - CKa = 0 CH+ = 242aaaCKKK++-式 6-16 亦即 0222CKKKHCaaaθθθ++-=+似式 式 6-17 当CH+ 20Kw aKC= 10106.510.0-× 500 故可用最简式 CH+ = CKa· = 10.·×-= 7.5×10-6mol·L-1 pH = 5.13 6.5.3 弱酸弱碱盐 这类盐水解时,盐的阳离子和阴离子分别与水反应,生成弱酸和弱碱,例如NH4Ac 的水解包括下列几个平衡 H2O H++OH- NH4++OH-NH3+H2O Ac-+H +HAc 水解总反应式: NH4++Ac-NH3+HAc 根据多重平衡原理 Khθ =KKKwabθθθ式 6-48 由式 6-48可见:弱酸弱碱盐的水解常数与θaK,θbK之积成反比,又因θaK,θbK数值较小,所以Khθ通常较大,即弱酸弱碱盐水解倾向较大,水解的较彻底. 弱酸弱碱盐的水溶液究竟显酸性,碱性还是显中性,由组成盐的酸和碱的相对强度,即θaK和θbK值的相对大小而定.θaK=θbK时,如NH4Ac 阴阳离子水解程度相当,所以溶液为中性;当θaKθbK时,如NH4F,因阳离子水解程度大于阴离子,则溶液为酸性;当θaK机及分析化学 6-29 θ2aK,所以多元弱酸强碱盐的水解常数Kh1θKh2θ,在加上第一步水解所产生的OH-离子对第二步水解有抑制作用,所以第二步水解程度极小,由此产生的OH-离子忽略不计.这样多元弱酸强碱盐溶液的pH值,就相当于一元弱酸强碱盐的计算. 6.5.5 多元弱碱强酸盐 多元弱碱强酸盐是高价金属离子的盐.金属离子在水溶液中是以水合离子存在,如[AlH2O6]3+,[FeH2O6]3+,[CuH2O4]2+等,高价金属离子的水解也是分步进行的,以一级水解为主. [AlH2O6]3++H2O[AlH2O5OH]2++H3O+ [AlH2O5OH]2--+H2O[AlH2O4OH2]++H3O+ [AlH2O4OH2]++H2O[AlH2O3OH3]+H3O+ 第三级水解通常难以进行,如在加热时可以发生,生成AlOH3沉淀.关于水解产物的结构和有关计算还需进一步研究. 机及分析化学 6-30 6.5.6 影响水解程度的因素 影响水解程度的因素,主要是盐的本身特性,既组成盐的离子的θaK和θbK值的大小,另外与盐的浓度,温度和溶液的酸度等外界条件有关. 一, 盐的本性的影响 组成水解盐的酸或碱的强度越弱,则其水解程度就越大.应注意:一般盐的水解度并不大.例如,0.10 mol·L-1的下列盐的水解度见表 6-4 表 6-4 一些水解盐0.10 mol·L-1的水解度 NaAc NH4Cl NaHCO3 NaCN NH4Ac Na2CO3 Na2S Khθ 5.7×10-10 5.7×10-10 2.3×10-8 2.0×10-5 3.1×10-5 1.8×10-4 1.0 水解度 % 0.5 0.054 1.4 1.8 4.2 92 二, 盐浓度的影响 对指定的盐,当温度一定时,水的离子积θwK和θaK和θbK都是常数,盐的水解度与盐的浓度C的平方根成反比,既盐的浓度越小,它的水解度越大,见表 6-5 表 6-5 不同浓度Na2CO3溶液的水解度 浓度mol·L-1 0.2 0.1 0.05 0.01 0.005 0.001 水解度 % 2.9 4.2 5.78 12.5 17.2 34.2 三, 温度的影响 水解是吸热反应,升高温度水解平衡向增大水解度方向移动,见表 6-6. 表 6-6 CrCl3溶液在不同温度下的水解度 温度K 273 298 323 348 373 水解度 % 4.6 9.4 17 28 40 四, 溶液酸度的影响 盐类水解既然能改变溶液的酸度,那么根据平衡移动原理,便可通过调节溶液酸度来控制水解平衡.例如.当氯化亚锡溶于水时,由于水解生成碱式氯化亚锡沉淀: SnCl2+H2OSnOHCl↓+HCl 若要配制澄清的SnCl2溶液,可加入适量HCl以抑制水解., 6-6 两性物质溶液 两性物质在溶液中既起酸的作用,又起碱的作用.以浓度为C的酸式盐NaHA为例,溶液的质子条件式为 机及分析化学 6-31 CH+ + CH2A = CA2-+ COH- 利用平衡关系 CH+ + 1aKHACHC-·+= 2+-·HCHACKa+KCHw+经整理得: CH+ = 112112HACKaKHACKaKaKaHACKHACKaww++·++·=精确式 式 6-49 若Ka1较大即12awbKKK=较小,表明水解作用较弱与Ka2较小表明解离作用较弱,即Ka1与Ka2 相差较大时可认为CHA- ≈ C: CH+ =CKaKCKaKaKaCKCKaww++·++·121121= 式 6-50 又若CKa2 ≥ 20 Kw,可略去Kw项即忽略水的解离,上式简化为: CH+ = CKaCKaKaKaCCKa+··+·121121= 近似式 式 6-51 再若1KaC≥20或C≥20Ka1,可忽略分母中的"1"项或"Ka1"项,则进一步简化为 CH+ = 21aaKK· 最简式 式 6-52 例6-13 计算0.050mol·L-1Na2HPO4溶液的pH值. 解:H3PO4 Ka1 = 10-2.16 Ka2 = 10-7.21 Ka3 = 10-12.32 由于 C·Ka3 = 10-1.30×10-12.32 = 10-13.62 ≈Kw 故Kw项不能略去,而2aKC= 1010130721--..=105.01 20,可略去"1"项,因此 CH+ = 23awaKCKCK+·= 1010130721-----×+×.....mol·L-1 = 2.0×10-10mol·L-1 机及分析化学 6-32 即 pH = 9.70. 例6-14 计算0.10mol·L-1氨基乙酸溶液的pH值. 解:氨基乙酸NH2CH2COOH在水溶液中以双极离子+NH3CH2COO-形式存在,它既能得到质子起碱的作用,又能失去质子起酸的作用,是两性物质. 通常所说的氨基乙酸是指双极离子形式,作为酸解离常数是 Ka2 = 10-9.78,作为碱的解离常数是Kb2=1awKK,Ka1 = 10-2.35 . 因为 C·Ka2 = 10-1×10-9.78 = 10-13.62
20Kw, 1aKC 20 所可用最简式 CH+ = 21KaKa· = --×..mol·L-1 = 10-6.06mol·L-1 由此式计算和由CH+ =121KaHACKHACKaw++·计算误差为-2.9% 综上所述,计算酸,碱溶液CH+的一般方法是:根据溶液的质子条件式,代入化学平衡常数式后经整理得到CH+的精确表达式,再跟据具体情况进行近似处理成简化计算式.似处理体现在两个方面: 质子表达式用取主舍次的方法进行简化; 用分析浓度代替表达式中的平衡浓度.实际上,最简式用得最多,近似式其次,精确式很少使用.初学者易犯的错误是:一是分不清主次,不敢把次要的型体忽略,结果导致繁琐的计算,甚至很难求解;二是对分析浓度和平衡浓度不加区别,导致错误结果. 6-7 缓冲溶液 6.7.1 缓冲溶液的概念 在弱酸或弱碱及其共轭碱共轭酸溶液中,有大量的弱酸或弱碱分子,也有大量的共轭碱共轭酸存在,此混合溶液有特殊的性质,既能抵抗外加少量酸,少量碱或稀释的影响,而本身溶液pH值不发生显著变化,这种溶液称为缓冲溶液. 机及分析化学 6-33 6.7.2 缓冲溶液作用原理: 以HAc-NaAc体系为例 NaAc→Na++Ac- HAcH++Ac- 当加少量强酸时,H+离子即与大量Ac-离子结合成HAc分子,平衡向左移动,溶液pH值变化不大,Ac-离子称为抗酸成分.当加少量强碱时,OH-与H+离子结合成H2O分子,使大量HAc分子继续解离,平衡向右移动,溶液pH值仍无显著变化,HAc分子称为抗碱成分.若将溶液适量稀释,由于抗酸和抗碱成分浓度同时降低,该溶液的CH+不变,pH值亦不变化. 6.7.3 缓冲溶液的组成,类型 缓冲溶液一般是由具有同离子效应的弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸,以及有不同酸度的两性物质组成的. 一, 一般缓冲溶液 3. 弱酸及其共轭碱:如:HAc+NaAc,H2CO3+NaHCO3,,H3PO4+NaH2PO4; 4. 弱碱及其共轭酸:如:NH3·H2O+NH4Cl; 5. 多元酸的酸式酸根及其共轭碱:如:NaHCO3+Na2CO3, NaH2PO4+Na2HPO4等等. 二, 两性物质:如:NaHCO3,NaH2PO4 三, 高浓度的强酸,高浓度强碱也具有缓冲作用. 四, 标准缓冲溶液 应用pH计测定溶液pH值时,必须用标准缓冲溶液校正仪器.一些常用的标准缓冲溶液的pH值及温度系数列于表 6-7.表中温度系数0,表示缓冲溶液的pH值随温度的升高而增大;温度系数COH- ,则式6—44简化为 CH+ = aKHCCHCC21+++-式 6-54 若溶液呈碱性时,COH-
CH+,则式 6-53简化为 CH+ = aKOHCCOHCC_21-+-或 COH- = bKOHCCOHCC12--+-式 6-55 当弱酸及其共轭碱的分析浓度较大时,即 C1
COH- - CH+;C2
COH- - CH+ 则式 6-53可进一步简化为最简式 CH+ = Ka21CC式 6-56 这就是常用的缓冲溶液pH值的计算式. 或写为: CH+=aK碱酸CC式 6-57 机及分析化学 6-35 两边取负对数 pH=paK-lg碱酸CC式 6-58 利用此式可计算常用缓冲溶液的pH值. 例6-15 将2.0mol·L-1的HAc溶液和2.0mol·L-1的NaAc溶液等体积混合后,计算1此缓冲溶液的pH值.2在90ml该缓冲溶液中加入10ml0.1mol·L-1的HCl后,溶液的pH值为多少 3在90ml该缓冲溶液中加入10ml0.1mol·L-1的NaOH后,溶液的pH值为多少 解:1等体积混合后各物质的浓度:CNaAc=1.0mol·L-1,CHAc=1.0mol·L-1; 已知: aKHAc=1.8×10-5 pH=paK-lg碱酸CC=-lg1.8×10-5=4.75 2首先考虑混合溶液中各物质的浓度:CHAc=0.9mol·L-1,CNaAc=0.9mol·L-1, CHCl=0.01mol·L-1 其次考虑加入盐酸后,由于反应各物质浓度的变化,因H+离子与Ac-离子反应生成HAc弱电解质. ∴ CHAc=0.9+0.01mol·L-1=0.91mol·L-1 CAc-=0.9-0.01mol·L-1=0.89mol·L-1 则 pH=4.75-lg091089..=4.74 3同样,在混合溶液中考虑体积变化,在考虑OH-离子与HAc反应后,各物质浓度变化为: CHAc=0.9-0.01mol·L-1=0.89mol·L-1 CAc-=0.9+0.01mol·L-1=0.91mol·L-1 则 pH=4.75-lg089091..=4.76 由计算说明:在上述的缓冲溶液中,加入盐酸或氢氧化钠溶液pH值仅降低或上升0.01单位,基本保持不变.但若在纯水90ml中加入0.1mol·L-1HCl 10ml,水的pH值由7变成2,改变了5个单位. 例6-16 若在50ml 的0.150 mol·L-1NH3和0.200 mol·L-1NH4Cl缓冲溶液中加入0.100 ml,1.00 mol·L-1的HCl,求加入HCl前后溶液的pH值各为多少 解: 未加HCl以前: 机及分析化学 6-36 pH=paK-lg碱酸CC10514106.5108.1100.1---×=××==bwaKKK 碱C=3NHC=0.150 mol·L-1 酸C=4+NHC=0.200 mol·L-1 ∴13.9150.0200.0lg106.5lg10=-×-=-pH 加入0.100 ml,1.00 mol·L-1的HCl后,设溶液中COH-=xmol·L-1: 10020.0100.050100.000.1-·=+×=LmolHClC 这时: NH3aq+ H2ONH4+ + OH- 原始浓度mol·L-1 0.150-0. 0.200+0.002=0.202 0 平衡浓度mol·L-1 0.148-x 0.202+x x 碱C=3NHC=0.148 mol·L-1 酸C=4+NHC=0.202 mol·L-1 ∴12.9148.0202.0lg106.5lg10=-×-=-pH 6.5.5 缓冲溶液的若干性质 一, 缓冲容量 任何缓冲溶液都具有缓冲能力,但其缓冲能力是有一定限度的.即当加入的酸或碱超过一定量时,抗酸,抗碱成分即将消耗殆尽时,其pH值将发生较大的改变,缓冲溶液即失去缓冲作用.另外,适量稀释,C酸或C碱与C盐同等程度减小,pH值基本不变,但稀释过度,当弱酸或弱碱的解离度和盐的水解作用发生明显的改变时,pH值也将发生明显变化.不同的缓冲溶液,其缓冲能力是不同的,衡量缓冲能力大小的尺度是缓冲容量. 6. 缓冲容量的定义 所谓缓冲容量,在数值上等于使单位体积1L或1ml缓冲溶液的pH值改变1个单位时,所需加入的一元酸或一元碱的物质的量mol或mmol.可表示如下: 机及分析化学 6-37 β=pHVn
式 6-59 式中β——缓冲容量,单位mol·L-1·pH-1; Δn——加入的一元酸或一元碱的物质的量,单位为mol或 pH ——缓冲溶液pH改变的绝对值; V ——缓冲溶液的体积,单位为L或ml. 由式 6-59可知,β值越大,缓冲溶液的缓冲能力越强;反之,β值越小,缓冲溶液的缓冲能力越弱,必须指出,由式 6-59计算出的缓冲容量,是在各自pH变化范围内的平均值.如若计算缓冲溶液在某一pH值时的缓冲容量,要用微分形式,在此我们不作介绍. 7. 缓冲容量与总浓度的关系 : 缓冲溶液的缓冲能力首先取决于C酸或C碱与C盐两者的浓度,浓度越大缓冲能力越强. 例6-17 今有甲,乙,丙,丁四种不同浓度的缓冲溶液各100ml,分别在四种缓冲溶液中加入0.0010molNaOH体积不变,试计算各缓冲溶液的β值. 甲液:0.5 mol·L-1HAc～0.5 mol·L-1NaAc溶液 乙液:0.05 mol·L-1HAc～0.05 mol·L-1NaAc溶液 丙液:0.02 mol·L-1HAc～0.08 mol·L-1NaAc溶液 丁液:0.08 mol·L-1HAc～0.02 mol·L-1NaAc溶液 解:甲液β值求算 未加入NaOH时缓冲溶液的pH值为: pH=pKa-lg-AcCHAcC=-lg1.8×10-5-lg50.050.0= 4.75 加入NaOH后,体系发生了如下作用: OH- + HAc → Ac- + H2O 加入NaOH的浓度为:10.00010.0=0.010 mol·L-1 故 CHAc=0.50-0.010=0.49 mol·L-1 CAc-=0.50+0.010=0.51 mol·L-1 则 pH=pKa-lg-AcCHAcC=-lg1.8×10-5-lg51.049.0=4.77 pH = 4.77- 4.75 = 0.02 机及分析化学 6-38 β=pHVn
=02.01.00010.0×= 0.5 mol·L-1 ·pH-1 同理可计算乙,丙,丁液β值,列于下表 乙液 丙液 丁液 未加入NaOH时缓冲溶液的pH 4.75 5.35 4.15 加入NaOH后缓冲溶液的pH 4.93 5.70 4.38 pH 0.18 0.35 0.23 βmol.L-1.pH-1 0.056 0.029 0.043 由计算结果可见,尽管甲,乙两缓冲溶液都是HAc—NaAc缓冲系,但由于总浓度不同,其缓冲容量也不同,浓度较大的缓冲溶液的缓冲容量β值较大,而浓度较小的缓冲溶液的缓冲容量β值较小,可见,同一缓冲对组成的缓冲溶液,当缓冲比相同时,总浓度越大,其缓冲容量就越大.反之亦然. 8. 缓冲容量与缓冲比的关系: 缓冲溶液的缓冲能力还取决于C酸或C碱与C盐两者的比例,当C酸=C盐或C碱=C盐时,缓冲能力最大,此时,pH=pKaθ或pOH=pKbθ.当C酸或C碱与C盐相差较大时,溶液的缓冲能力较低. 将上面计算结果进行一下比较:乙丙丁三个缓冲溶液均为HAc—NaAc缓冲系,且于总浓度相同,均为0.10 mol·L-1,但缓冲比分别为0.050.05=1,0.080.02=4,0.020.08=0.25,即缓冲比不同,其缓冲容量也不同,β值 分别为0.056,0.029,0.043.因此,同一缓冲对组成的总浓度相同的缓冲溶液,缓冲比越接近于1,缓冲容量越大;反之,缓冲比越偏离1,缓冲容量越小;而当缓冲比等于1时,缓冲容量最大. 二, 缓冲范围 由上面讨论可知,当缓冲溶液的总浓度一定时,弱酸浓度与其共轭碱浓度相差越大,缓冲容量就越小 ,一般当缓冲比大于10或小于0.1时,即弱酸浓度与其共轭碱浓度相差10倍以上时,可以认为缓冲溶液失去缓冲能力.因此,只有当缓冲比在0.1～10范围内缓冲溶液才有缓冲能力,才能发挥缓冲作用.所以一般缓冲溶液的C酸或C碱:C盐总是取0.1～10之间,此时缓冲溶液所对应的pH值分别为pKa+1pH= pKa+Lg10= pKa+1和pKa-1pH= pKa+Lg0.1= pKa-1.故某一具有缓冲能力的缓冲溶液其pH范围应为: pH=paK±1或pOH=pbK±1 式 6-60 上式称为缓冲溶液的缓冲范围.例如,HAc的pKa为4.75,则HAc—Ac-缓冲系的缓冲范围为3.75～5.75,是指配制的HAc—Ac-缓冲溶液pH值在3.75～5.75之间时才有缓冲能力,超出此范围就不具有缓冲能力了.另外,据式 6-60计算出的值是理论缓冲范围,与实机及分析化学 6-39 际缓冲范围略有差别. 例如:HAc的Kaθ=1.8×10-5,则由HAc和NaAc组成的缓冲溶液pH范围只能是4.75±1;H3PO4的pθ2aK=7.23,欲配制pH为7的缓冲溶液可选择NaH2PO4-Na2HPO4缓冲对;NH3的Kbθ值为1.77×10-5,由,NH3·H2O-NH4Cl组成的缓冲溶液pH范围是14-PKbθ±1=9.25±1.在实际工作中,常需配制一定pH值的缓冲溶液,应选择适当的缓冲对,通过计算确定配制方法,必要时通过酸度计精确测定pH值. 6.5.6 缓冲溶液的配制 在实际工作中,常常需要配制一定的pH值的缓冲溶液.为使所配缓冲溶液符合要求,应按下述原则和步骤进行: 一, 选择合适的缓冲对 选择缓冲对要考虑两个因素. 9. 所配缓冲溶液的pH值应在所选缓冲对的缓冲范围pH=pKa±1内,且pKa或pKb并尽量接近所需控制的pH或pOH值,这样配制的缓冲溶液具有较大的缓冲容量. 实际工作中,选择缓冲溶液的情况如下: pH 0～2:用强酸控制酸度. pH2～12:用一般缓冲溶液控制酸度. pH12～14:用强碱控制酸度. 如需要利用同一缓冲体系在较为广泛的pH范围内起缓冲作用,可选用多元酸和多元酸盐组成的缓冲体系. 10. 所选缓冲对物质对反应无干扰 所选缓冲对物质不能与溶液中的主要作用物质发生作用.特别是药用缓冲溶液,缓冲对物质不能与主药发生配伍禁忌.另外在加温灭菌和储存期内要稳定,不能有毒性等. 二, 缓冲溶液要有足够的缓冲容量 缓冲容量主要由总浓度来调节.总浓度太低,缓冲容量就太小;总浓度太高,造成浪费,并且也没有必要.在实际工作中,总浓度一般可在0.050～0.5mol.L-1之间. 11. 计算所需缓冲对的量 ,配制缓冲溶液 选定缓冲对并确定了其总浓度后,可根据式缓冲溶液有关公式计算出所需酸和共轭碱的量.一般为方便计算和配制,常常使用相同浓度的共轭酸,碱溶液,分别取不同体积混合配制缓冲溶液. 12. 校正 按上述方法计算,配制的缓冲溶液,其pH的实际值与计算值之间具有一定的差异,因此必须校正.一般可用pH计或精密pH试纸对所配缓冲溶液进行校正.其原因是上述计算机及分析化学 6-40 没有考虑离子强度的影响,如果考虑离子强度的影响,则计算结果与实验值就非常接近. 例6-18 欲配制pH=4.50的缓冲溶液100ml,需用0.50mol·L-1NaAc和0.50mol·L-1HAc溶液各多少毫升 不另外加水 解:设需0.50mol·L-1HAcVml,按题意则需0.50mol·L-1NaAc100-Vml,当两者混合后.浓度分别为: CHAc=10050.0VCNaAc=10010050.0V-则: pH=paK-lg碱酸CC4.50=4.75-lgVV100-V=64ml 需0.50mol·L-1NaAc100-64=36ml 例6-19 欲配制pH=9.0,CNH3=0.20mol·L-1的缓冲溶液500ml,需用1.0mol·L-1NH3水多少毫升 固体NH4Cl多少克 如何配制 解:已知pH=9.0,即COH-=1×10-5mol·L-1;NH3的bK0值为1.77×10-5 CNH3=0.20mol·L-1 pH=paK-lg碱酸CC10514106.5108.1100.1---×=××==bwaKKK 碱C= =0.20 mol·L-1 ∴20.0lg106.5lg0.910酸C-×-=- C酸=0.36mol·L-1 需固体NH4Cl的质量=0.36×MNH4Cl×5001000=0.36×53.5×5001000=9.6g 需1.0mol·L-1NH3水的体积V=0.20×500=100ml 配制方法:将9.6克固体NH4Cl溶于少量水中,和100ml1.0mol·L-1NH3水混合于500ml容量瓶中,用蒸馏水稀释至刻度,摇匀后即得pH=9.0的缓冲溶液. 例6-20 考虑离子强度影响,计算0.025 mol·L-1KH2PO4-0.025 mol·L-1Na2HPO4缓冲溶液的pH值. 解:1求溶液的离子强度 机及分析化学 6-41 由于各缓冲组分的浓度不算小,故有:CH2PO4— ≈0.025 mol·L-1; CHPO42_ ≈0.025 mol·L-1 10.0].25.0[212121222222=-×++××+-×++×==iiiiiiZccZbbIθθ=2求活度系数 105.010.030.010.0110.0150.030.0150.0lg2242-×-+×-×-=-+-=-=IIIZPOHγ785.042=-POHγ 420.010.030.010.0110.0250.030.0150.0lg2224-×-+×-×-=-+-=-=IIIZHPOγ380.024=-HPOγ 3求活度 a42-POH=42-POHγ·ccθ=0.785×0.025=0.020 a24-HPO=24-HPOγ·ccθ=0.380×0.025=0.0095 4求pH值 89.60095.0020.0lg21.7lg24422=-=-=--HPOaPOHapKpHa与实测值6.86非常接近,若不可虑离子强度的影响,则:21.72=apKpH= 6.5.7 血液中的缓冲系及缓冲作用 人体的各种体液都具有一定的较稳定的pH范围,这对于体内的生物化学反应,物质的存在状态都是非常重要的,关于体液的缓冲系,作用原理,功能等内容很丰富,在此我们仅简单介绍血液中的缓冲系及血液pH值的维持. 血液是由多种中缓冲系组成的缓冲溶液,存在的缓冲系主要有: 血浆中:H2CO3～HCO3-,H2PO4～HPO42- HnP～Hn-1PHnP代表蛋白质 机及分析化学 6-42 红细胞中:H2b～Hb-1H2b代表蛋白质 H2bO2～HbO2-1H2bO2代表氧合血红蛋白,H2CO3～HCO3-,H2PO4～HPO42- 在这些缓冲系中,H2CO3～HCO3-缓冲系在血液中浓度最高,缓冲能力最大,在维持血液正常pH值中发挥的作用最重要.碳酸在溶液中主要以溶解状态的CO2[CO2]溶解形式存在,在37℃时经校正其pKa =6.10,则溶液的pH值可表示为: pH= pKa+lg23溶解COCHCOC-=6.10+ lg23溶解COCHCOC-正常人血液中HCO3-和CO2浓度分别为0.024 mol.L-1和0.0012 mol.L-1,将其代入上式,可得到血液的正常pH值: pH= =6.10+ lg0012.0024.0=7.40 可能读者已注意到,正常人血液中[CHCO3-CCO2溶解比值为201,远超出了前述的有效缓冲范围,该缓冲系的缓冲能力应该很小.而事实上,在血液中它们的缓冲能力是很强的.为什么呢 这是因为体内缓冲作用与体外缓冲作用不同的缘故.体外缓冲系是一个"封闭系统",当HCO3-～CO2发生缓冲作用后,HCO3-或CO2浓度要发生改变.而在体内是一个"敞开系统", 当HCO3-～CO2发生缓冲作用后,HCO3-或CO2浓度改变可由呼吸作用和肾脏的生理功能获得补充或调节,使得血液中的CHCO3-和CCO2溶解保持相对稳定. 各种因素都能引起血液中酸度的增加,例如充血性心力衰竭,支气管炎,糖尿病及食用低碳水化合物或高脂肪食物引起代谢酸增加等,此时将消耗大量的抗酸成分HCO3-,并生成大量的CO2.机体首先通过加快呼吸速度来排除多余的CO2,其次通过肾脏调节如延长HCO3-的停留时间使HCO3-浓度回升,从而使两种组分恢复正常,维持血液pH值基本不变. 再如发高烧,气喘,严重呕吐及摄入过多碱性物质如蔬菜,果类时,都会引起血液的碱量增加.此时.通过降低肺部CO2的排出量,增加肾脏HCO3-的排泄量来维持HCO3-和CO2浓度不变,从而保持血液的pH正常. 总之,由于体内缓冲系的作用及配合人体呼吸作用和肾脏调节功能等,使正常人血液的pH维持在7.35～7.45这样一个狭小的范围内.因这一pH范围最适于细胞代谢及整个肌体生存.若血液pH值改变超过0.4单位,就会有生命危险. 此外,缓冲溶液在工业,农业,,医学,化学,生物学等方面都有很重要的应用.例如土壤溶液是很好的缓冲溶液,它是由碳酸及其盐类,腐植酸及其盐类组成的缓冲对,这有利于微生物的正常活动和农作物的发育生长.工业生产中, 缓冲溶液在化学分离,测定中也有广泛的应用. 6-8 无机含氧酸强度变化规律 同一周期自左至右,最高价元素含氧酸酸性增强.如: H2SiO4 H3PO4 H2SO4
HClO4 对可变价的元素,高价含氧酸酸性强于低价,如:H2SO3H2SO4;HclOHClO3HClO4 等.无机含氧酸可表示为HOmXOn,此通式中,X代表非金属原子.含氧酸中氧原子分成机及分析化学 6-43 两种:一种非羟基上的氧共n个,另一种为羟基上的氧共m个.含氧酸的酸性以Ka 来衡量.鲍林从许多实验数据归纳出两条规律: 13. 多元含氧酸的各级解离常数有规律性逐级递减 通常是 pKa1,2 = pKa2 – pKa1≈ 5, pKa2,3 = pKa3 – pKa2 ≈ 5 通式pKan – pKan-1 ≈ 5 14. 在HOmXOn中,K1的数值与n有一定联系 表 6-8 含氧酸的酸强度分类 n=0 很弱酸 pKa n=1 弱酸 pKa n=2 强酸 pKa n=0 很强酸 pKa HOCl 7.4 HO2CO 3 .9 HONO2 -1.4 HOClO2 -7 HOBr 8.7 HONO 3.3 HOClO2 -2.7 HOSi 10.0 HO2SO 1.9 HO3PO 2.1 HO2SO2 -2.0 由表 6-8说明:决定含氧酸强度的主要因素是非羟基氧原子的数目.与X相连的非羟基氧原子数目越多,酸性越强.这因为除氟外,氧的电负性最高,X原子连结的非羟基氧原子越多,使X原子带的正电荷越多,导致羟基氧原子的负电荷向X转移,从而又使氢原子负电荷向氧转移,增强了H—O键的离子性成分,使氢在水中更易解离,增强了酸度. 此外,含氧酸经缩合即分子内或分子间的脱水会导致酸性增强.这是由于缩合后n增大的缘故.例如:H3PO4,Ka1 = 7.5×10-3;焦磷酸H2P2O7,Ka1 = 1.4×10-1;高碘酸H5IO6,Ka1 =5.1×10-4 ;偏高碘酸HIO4,Ka1 = 1.7×10-1 . 无机含氧酸的强度和无机含氧酸的氧化还原性一样,都是比较复杂的,既与物质组成结构有关,也与溶液中溶剂作用等因素有关.它们的规律性还需不断地探索.}