Bufory: charakterystyka, przygotowanie i przykłady
Roztwory buforowe to takie, które mogą zmniejszać zmiany pH spowodowane jonami H3O + i OH-. W przypadku ich braku wpływ na niektóre systemy (np. Fizjologiczne), ponieważ ich składniki są bardzo wrażliwe na nagłe zmiany pH.
Tak jak amortyzatory w samochodach zmniejszają wpływ spowodowany ich ruchem, tak bufory działają tak samo, ale z kwasowością lub zasadowością roztworu. Ponadto roztwory buforowe ustalają określony zakres pH, w którym są skuteczne.
W przeciwnym razie jony H3O + zakwaszą roztwór (pH spadnie do wartości poniżej 6), powodując możliwą zmianę w działaniu reakcji. Ten sam przykład może dotyczyć podstawowych wartości pH, tj. Większych niż 7.
Funkcje
Skład
Zasadniczo składają się one z kwasu (HA) lub słabej zasady (B) i soli jego koniugatów zasadowych lub kwasowych. W związku z tym istnieją dwa typy: bufory kwasowe i bufory alkaliczne.
Bufory kwasowe odpowiadają parze HA / A, gdzie A- jest sprzężoną zasadą słabego kwasu HA i oddziałuje z jonami - podobnie jak Na + - tworząc sole sodowe. W ten sposób para pozostaje jako HA / NaA, chociaż mogą również być solami potasu lub wapnia.
Pochodząc ze słabego kwasu HA, tłumi kwasowe zakresy pH (mniej niż 7) zgodnie z następującym równaniem:
HA + OH- => A- + H2O
Jednakże, będąc słabym kwasem, jego sprzężona zasada jest częściowo hydrolizowana w celu zregenerowania części zużytego HA:
A- + H2O HA + OH-
Z drugiej strony bufory alkaliczne składają się z pary B / HB +, gdzie HB + jest sprzężonym kwasem słabej zasady. Ogólnie HB + tworzy sole z jonami chlorkowymi, pozostawiając parę jako B / HBCl. Te bufory buforują podstawowe zakresy pH (większe niż 7):
B + H3O + => HB + + H2O
I znów HB + może częściowo hydrolizować, aby zregenerować część zużytego B:
HB + + H 2 OB + H 3 O +
Zneutralizuj zarówno kwasy, jak i zasady
Chociaż bufory kwasowe buforują kwasy pH i zasadowe bufory zasadowe pH, oba mogą reagować z jonami H 3 O + i OH- poprzez te serie równań chemicznych:
A- + H3O + => HA + H2O
HB + + OH- => B + H 2 O
Zatem w przypadku pary HA / A HA reaguje z jonami OH-, podczas gdy A- - jego sprzężona zasada - reaguje z H3O +. Gdy tylko para B / HB +, B reaguje z jonami H3O +, podczas gdy HB + - jego kwas sprzężony - z OH-.
Pozwala to obu roztworom buforowym neutralizować zarówno kwasowe, jak i zasadowe gatunki. Wynikiem powyższego, na przykład stałego dodawania moli OH-, jest spadek zmienności pH (ΔpH):
Górny obraz pokazuje tłumienie pH względem silnej zasady (dawcy OH-).
Początkowo pH jest kwasem ze względu na obecność HA. Po dodaniu silnej zasady powstają pierwsze mole A- i zaczyna działać bufor.
Istnieje jednak obszar krzywej, gdzie nachylenie jest mniej strome; to znaczy tam, gdzie tłumienie jest bardziej efektywne (niebieskawa ramka).
Wydajność
Istnieje kilka sposobów zrozumienia koncepcji wydajności bufora. Jednym z nich jest określenie drugiej pochodnej krzywej pH w stosunku do objętości podstawowej, wyczyszczenie V dla wartości minimalnej, którą jest Veq / 2.
Veq jest objętością w punkcie równoważności; Jest to objętość podstawowa potrzebna do zneutralizowania całego kwasu.
Innym sposobem na zrozumienie tego jest słynne równanie Hendersona-Hasselbalcha:
pH = pK a + log ([B] / [A])
Tutaj B oznacza zasadę, A kwas, a pKa jest najniższym logarytmem stałej kwasowości. To równanie dotyczy zarówno gatunku kwasu HA, jak i koniugatu kwasu HB +.
Jeśli [A] jest bardzo duże w odniesieniu do [B], log () przyjmuje bardzo ujemną wartość, która jest odejmowana od pK a . Jeśli natomiast [A] jest bardzo małe w odniesieniu do [B], wartość log () przyjmuje bardzo pozytywną wartość, która jest dodawana do pK a . Jednak gdy [A] = [B], log () wynosi 0, a pH = pK a .
Co oznacza wszystko powyższe? Że ΔpH będzie większy w ekstremach rozważanych dla równania, podczas gdy będzie mniejszy przy pH równym pKa; a ponieważ pKa jest charakterystyczne dla każdego kwasu, ta wartość określa zakres pKa ± 1.
Wartości pH w tym zakresie to te, w których bufor jest bardziej wydajny.
Przygotowanie
Aby przygotować rozwiązanie buforowe, należy pamiętać o następujących krokach:
- Znać wymagane pH, a zatem to, które chcesz zachować jako stałe podczas reakcji lub procesu.
- Znając pH, szukamy wszystkich słabych kwasów, tych, których pK a jest bliższe tej wartości.
- Po wybraniu gatunków HA i obliczeniu stężenia buforu (w zależności od tego, jak dużo zasady lub kwasu jest wymagane do neutralizacji), waży się niezbędną ilość soli sodowej.
Przykłady
Kwas octowy ma pKa 4, 75, CH3COOH; dlatego mieszanina pewnych ilości tego kwasu i octanu sodu, CH3 COONa, tworzy bufor, który skutecznie absorbuje w zakresie pH (3, 75-5, 75).
Innymi przykładami kwasów monoprotycznych są kwasy benzoesowy (C6H5COOH) i mrówkowy (HCOOH). Dla każdego z nich jego wartości pKa wynoszą 4, 18 i 3, 68; dlatego ich zakresy pH wyższego buforowania wynoszą (3, 18–5, 18) i (2, 68–4, 68).
Z drugiej strony, kwasy poliprotyczne, takie jak fosforowy (H 3 PO 4 ) i węglowy (H 2 CO 3 ) mają tyle wartości pK a, ile protony mogą uwolnić. Zatem H3PO4 ma trzy pKa (2, 12, 7, 21 i 12, 67), a H2CO3 ma dwa (6, 352 i 10, 329).
Jeśli chcesz utrzymać pH 3 w roztworze, możesz wybrać bufor HCOONa / HCOOH (pK a = 3, 68) i NaH2 PO4 / H3 PO4 (pK a = 2, 12).
Pierwszy bufor, kwasu mrówkowego, jest bliższy pH 3 niż bufor kwasu fosforowego; dlatego HCOONa / HCOOH jest lepiej buforowany przy pH 3 niż NaH2P04 / H3P04.
