Buffers Solutions Karakteristik, Fremstilling og Eksempler

den bufferopløsninger eller buffere er dem, der kan reducere pH ændringer på grund af H ioner₃O⁺ og OH^-. I mangel af disse er nogle systemer (såsom fysiologiske) svækket, da deres komponenter er meget følsomme for pludselige ændringer i pH.

På samme måde som støddæmperne i biler mindsker den påvirkning, der er forårsaget af deres bevægelse, gør bufferne det samme, men med surhedsgraden eller basiciteten af ​​opløsningen. Derudover etablerer bufferopløsninger et specifikt pH-område, inden for hvilket de er effektive.

Ellers H ioner₃O⁺ syr opløsningen (pH falder til værdier under 6), hvilket resulterer i en eventuel ændring i reaktionens ydeevne. Det samme eksempel kan gælde for basiske pH-værdier, det vil sige større end 7.

indeks

• 1 kendetegn
  • 1.1 Sammensætning
  • 1.2 Neutraliser både syrer og baser
  • 1.3 Effektivitet
• 2 Fremstilling
• 3 eksempler
• 4 referencer

funktioner

sammensætning

I grunden er de sammensat af en syre (HA) eller en svag base (B) og salte af dens base- eller syrekonjugater. Følgelig er der to typer: syrebuffere og alkaliske buffere.

Syrebufferne svarer til HA / A-paret^-, hvor A^- er den konjugerede base af den svage syre HA og interagerer med ioner -som Na⁺- til dannelse af natriumsalte. På denne måde forbliver parret som HA / NaA, selv om det også kan være kalium- eller calciumsalte.

Når der stammer fra den svage syre HA, dæmper den syre-pH-intervaller (mindre end 7) i overensstemmelse med følgende ligning:

HA + OH^- => A^- + H₂O

Imidlertid er der en svag syre, dens konjugerede base hydrolyseres delvist for at regenerere en del af det forbrugte HA:

En^- + H₂O <=> HA + OH^-

På den anden side består alkaliske buffere af par B / HB⁺, hvor HB⁺ er den konjugerede syre af den svage base. Generelt er HB⁺ danner salte med chloridioner, hvilket efterlader parret som B / HBCI. Disse buffere buffer basiske pH-intervaller (større end 7):

B + H₃O⁺ => HB⁺ + H₂O

Og igen, HB⁺ kan delvis hydrolyse for at regenerere en del af forbruget af B:

HB⁺ + H₂O <=> B + H₃O⁺

Neutraliser både syrer og baser

Mens syrebufferebuffer pH-syrer og alkaliske pH-buffere kan begge reagere med H-ioner₃O⁺ og OH^- gennem disse serier af kemiske ligninger:

En^- + H₃O⁺ => HA + H₂O

HB⁺ + OH^- => B + H₂O

På denne måde, for parret HA / A^-, HA reagerer med OH-ioner^-, mens A^- -dens konjugerede base - reagerer med H₃O⁺. Hvad angår paret B / HB⁺, B reagerer med H-ionerne₃O⁺, mens HB⁺ -dens konjugerede syre- med OH^-.

Dette gør det muligt for begge bufferløsninger at neutralisere både sure og basiske arter. Resultatet af ovenstående versus for eksempel den konstante tilsætning af OH-mol^-, er faldet i pH-variationen (ΔpH):

Det øverste billede viser buffering af pH mod en stærk base (OH donor)^-).

Indledningsvis er pH sur på grund af tilstedeværelsen af ​​HA. Når den stærke base tilsættes, dannes de første mol A^- og bufferen begynder at træde i kraft.

Imidlertid er der et område af kurven, hvor hældningen er mindre stejl; det vil sige, hvor dæmpningen er mere effektiv (blålig ramme).

effektivitet

Der er flere måder at forstå begrebet buffer effektivitet. En af disse er at bestemme det andet derivat af pH-kurven versus basisvolumenet, rydde V for minimumsværdien, som er Veq / 2.

Veq er volumenet ved ækvivalenspunktet; dette er basevolumenet, der er nødvendigt for at neutralisere hele syren.

En anden måde at forstå det på er gennem den berømte Henderson-Hasselbalch ligning:

pH = pK_til + log ([B] / [A])

Her betegner B basen, A syren og pK_til det er den laveste logaritme af surhedskonstanten. Denne ligning gælder for både de sure arter HA, og den konjugerede syre HB⁺.

Hvis [A] er meget stor med hensyn til [B], tager loggen () en meget negativ værdi, der trækkes fra pK_til. Hvis tvert imod [A] er meget lille med hensyn til [B], tager værdien af ​​log () en meget positiv værdi, hvilket tilfører pK_til. Men når [A] = [B] er loggen () 0 og pH = pK_til.

Hvad betyder alt ovenfor? At ΔpH vil være større i de ekstremer, der betragtes for ligningen, mens det vil være mindre med en pH svarende til pK_til; og som pK_til er karakteristisk for hver syre, bestemmer denne værdi afstanden pK_til± 1.

PH-værdierne inden for dette område er dem, hvor bufferen er mere effektiv.

forberedelse

For at forberede en bufferopløsning er det nødvendigt at huske på følgende trin:

- Kend den ønskede pH og dermed den, som du vil holde så konstant som muligt under reaktionen eller processen.

- At kende pH, vi kigger efter alle de svage syrer, dem, hvis pK_til er tættere på denne værdi.

- Når HA-arterne er blevet valgt og koncentrationen af ​​buffer beregnet (afhængig af hvor meget base eller syre det er nødvendigt at neutralisere) vejes den nødvendige mængde af dets natriumsalt.

eksempler

Eddikesyre har en pK_til af 4,75, CH₃COOH; Derfor er en blanding af visse mængder af denne syre og natriumacetat, CH₃COONa, danner en buffer, som effektivt absorberer i pH-området (3,75-5,75).

Andre eksempler på monoprotiske syrer er benzosyrer (C₆H₅COOH) og myresyre (HCOOH). For hver af disse er dets pK værdier_til de er 4,18 og 3,68; derfor er deres pH-interval for højere buffering (3,18-5,18) og (2,68-4,68).

På den anden side er polyprotiske syrer, såsom phosphorisk (H₃PO₄) og kulsyre (H₂CO₃) har så mange pK værdier_til som protoner kan frigive. Så H₃PO₄ Den har tre pK_til (2.12, 7.21 og 12.67) og H₂CO₃ har to (6.352 og 10.329).

Hvis du vil opretholde en pH på 3 i en opløsning, kan du vælge mellem HCOONa / HCOOH buffer (pK_til= 3,68) og NaH₂PO₄/ H₃PO₄ (pK_til= 2,12).

Den første buffer, den af ​​myresyre, er tættere på pH 3 end phosphorsyrepufferen; derfor dæmpes HCOONa / HCOOH bedre ved pH 3 end NaH₂PO₄/ H₃PO₄.

referencer

1. Day, R., & Underwood, A. Kvantitativ Analytisk Kemi (femte udgave). PEARSON Prentice Hall, s. 188-194.
2. Avsar Aras. (20. april 2013). Mini Shocks Hentet den 9. maj 2018, fra: commons.wikimedia.org
3. Wikipedia. (2018). Bufferopløsning. Hentet den 9. maj 2018, fra: en.wikipedia.org
4. Assoc. Prof. Lubomir Makedonski, PhD. [Dok.]. Buffer løsninger. Medical University of Varna.
5. Chem Collective. Buffer tutorials. Hentet den 9. maj 2018, fra: chemcollective.org
6. askIITians. (2018). Buffer løsning. Hentet den 9. maj 2018, fra: askiitians.com
7. Quimicas.net (2018). Eksempler på stødabsorber-, buffer- eller bufferopløsninger. Hentet den 9. maj 2018, fra: quimicas.net