Roztwór buforowy

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Skocz do: nawigacji, wyszukiwania

Buforyroztwory, których wartość pH po dodaniu niewielkich ilości mocnych kwasów albo zasad, jak i po rozcieńczeniu wodą prawie się nie zmienia. Roztwór buforowy to mieszanina kwasu i zasady czyli mieszanina protonodawcy i protonobiorcy według teorii Brønsteda.

Mechanizm działania buforów[edytuj | edytuj kod]

Mechanizm działania buforu najłatwiej jest prześledzić na przykładzie układu słabego kwasu i komplementarnej do niego soli. W tym przypadku głównym źródłem silnej zasady (A-) nie jest słabo dysocjujący kwas, lecz mocno zdysocjowana sól (XA):

XA ⇌ X+(aq) + A-(aq) (1)

Niezależnie od wyjściowych składników buforu, po ich rozpuszczeniu w wodzie i częściowej dysocjacji tworzy się równowaga słabego kwasu (HA) i sprzężonej z nim mocnej zasady (A-):

HA(aq) + H2O ⇌ H3O+(aq) + A-(aq) (2)

która jest odpowiedzialna za odporność buforu na zmiany pH.

Ze względu na dużą ilość jonów A- dostarczanych w reakcji (1) przez sól, równowaga opisana równaniem (2) jest bardzo silnie przesunięta w stronę kwasu (HA). Można powiedzieć, że w tego rodzaju buforze niemal cała ilość jonów A- pochodzi z soli, zaś słaby kwas (HA) pozostaje w roztworze w formie prawie nie zdysocjowanej. Zadaniem soli jest więc w sumie blokowanie dysocjacji słabego kwasu.

W momencie dodania do roztworu buforowego silnej zasady, reaguje ona z jonami hydroniowymi (H3O+(aq)), które jednak są natychmiast regenerowane przez dysocjację kwasu (HA), którą uruchamia właśnie fakt znikania jonów hydroniowych w równowadze opisanej równaniem (2). W momencie dodania silnego kwasu, silna zasada sprzężona (A-), która występuje cały czas w dużym stężeniu po prostu reaguje z tym kwasem i w rezultacie pH całego układu się nie zmienia.

Wzór Hendersona-Hasselbalcha[edytuj | edytuj kod]

Ze względu na rolę jaką pełnią w czasie reakcji roztwory buforowe ważna jest umiejętność wyznaczania ich pH (bardzo przydatna przy sporządzania roztworu). Wykorzystuje się w tym celu wzór Hendersona-Hasselbalcha, który wiaże ze sobą pH, stałą dysocjacji kwasowej oraz stężenia molowe roztworu:

pH=pK_a+\log\frac{c_{akceptora}}{c_{donora}}

gdzie:

Kastała dysocjacji kwasowej donora
c – stężenie protonodawcy/protonobiorcy

oraz:

pH=-\log[H^+]
pK_a=-\log K_a

Pojemność buforowa[edytuj | edytuj kod]

Naturalnie, cały układ buforujący nie jest skuteczny w nieskończoność. Każdy bufor posiada swoją pojemność, zwaną pojemnością buforową β, która jest warunkowana stałą równowagi głównej reakcji buforowej, oraz stężeniem czynnika słabo dysocjującego. Na przykład jeśli do roztworu bufora złożonego ze słabego kwasu i jego soli, dodamy tyle silnej zasady, że spowoduje ona całkowitą dysocjację słabego kwasu (HA), w reakcji (2) to dalsze dodawanie tej zasady spowoduje już taką zmianę pH jaka by następowała bez obecności bufora. Pojemność buforowa zależy od ogólnego stężenia kwasu i jego soli. Maksymalna pojemność wzrasta wraz z ogólnym stężeniem i nie zależy od mocy kwasu[1].

Definicja[edytuj | edytuj kod]

Pojemność buforowa zdefiniowana jest jako:

\beta = \left|\frac{d n}{d pH}\right| \approx \left|\frac{\Delta n}{\Delta pH}\right|

gdzie:

  • Δn – ilość moli dodanego mocnego kwasu lub zasady (w praktyce podaje się dla 1 dm³ buforu, (Δn/V))
  • ΔpH – zmiana pH wywołana dodaniem tej ilości kwasu lub zasady

Pojemność buforowa (jej wartość jest zależna od pH) określa więc wrażliwość określonej ilości roztworu na dodawanie mocnego kwasu lub zasady, np. zmiana pH o 0,01 w wyniku dodania 0,006 mola kwasu lub zasady oznacza β=0,6 mol.

Wzór van Slyke'a[edytuj | edytuj kod]

Wzór van Slyke'a (Donald D. van Slyke (1883–1971)) pozwala obliczyć pojemność buforową β jako funkcję pH roztworu, dla układu typu: HA + A (łącznie z obszarem nadmiaru mocnego kwasu lub nadmiaru mocnej zasady):

\beta = \ln 10 \left(C \frac{[H^{+}]\cdot K_{a}}{\left( [H^{+}] + K_{a}\right)^{2}} + [H^{+}] + [OH^{-}]\right)

gdzie:

C = [HA] + [A] – łączne stężenie słabego kwasu i jego soli
Ka – stała dysocjacji kwasu HA
ln 10 ≈ 2,303

Największa pojemność buforowa pojawia się w obszarze buforowym dla pH = pKa oraz dla dużych nadmiarów mocnego kwasu lub zasady (daleko poza obszarem buforowym).

Uproszczony wzór van Slyke'a pozwala obliczyć pojemność buforową β jako funkcję pH roztworu, dla układu typu: HA + A- (tylko w obszarze bufora w pobliżu pKa, bez obszaru nadmiaru mocnego kwasu lub nadmiaru mocnej zasady):

\beta = \ln 10 \cdot C \frac{[H^{+}]\cdot K_{a}}{\left( [H^{+}] + K_{a}\right)^{2}}

Zastosowania i rodzaje buforów[edytuj | edytuj kod]

Roztwory buforowe służą do utrzymania stosunkowo stałego odczynu roztworów. Stosuje się je do wielu przemysłowych procesów, wymagających utrzymywania w miarę stałego pH – np. przy produkcji barwników, leków syntetycznych oraz w procesach fermentacyjnych, a także w poligrafii, przy druku w technice offsetowej. Wiele buforów jest też stosowanych do kontrolowania pH gotowych produktów spożywczych, kosmetyków i leków. Niektóre bufory (np. boranowy) są same stosowane jako substancje lecznicze – np. do przemywania poparzonej skóry lub oczu.

Do najważniejszych buforów należą:

Roztwory buforowe w organizmach żywych[edytuj | edytuj kod]

Bufory utrzymują ściśle określone pH ustroju wszystkich organizmów, którego zachwianie może spowodować śmierć organizmu. Bufory krwi zdrowego człowieka utrzymują pH w granicach: 7,35–7,45. Wartości pH poniżej wartości 7,35 określane są jako kwasica, zaś powyżej 7,45 jako zasadowica. Prawidłowy zasób zasad buforowych we krwi wynosi 48 mEq/l, a w przestrzeni śródmiąższowej 30 mEq/l.

W organizmach ludzkich znaczącą rolę pełnią bufory:

Zobacz też[edytuj | edytuj kod]

Przypisy

  1. Andrzej Cygański "Chemiczne metody analizy ilościowej"