Bufferoplossingen Kenmerken, voorbereiding en voorbeelden

de buffer oplossingen of buffers zijn die die pH-veranderingen als gevolg van H-ionen kunnen verlagen₃O⁺ en OH^-. Bij afwezigheid hiervan zijn sommige systemen (zoals fysiologische) verstoord, omdat hun componenten erg gevoelig zijn voor plotselinge pH-veranderingen.

Net zoals de schokdempers in auto's de impact van hun beweging verminderen, doen de buffers hetzelfde, maar dan met de zuurgraad of basiciteit van de oplossing. Bovendien stellen bufferoplossingen een specifiek pH-bereik vast waarbinnen ze efficiënt zijn.

Anders H-ionen₃O⁺ verzuren de oplossing (de pH zakt naar waarden onder 6), wat resulteert in een mogelijke wijziging in de prestaties van de reactie. Hetzelfde voorbeeld kan van toepassing zijn voor basale pH-waarden, dat wil zeggen groter dan 7.

index

• 1 Kenmerken
  • 1.1 Samenstelling
  • 1.2 Neutraliseer zowel zuren als basen
  • 1.3 Efficiëntie
• 2 Voorbereiding
• 3 voorbeelden
• 4 Referenties

features

samenstelling

In wezen zijn ze samengesteld uit een zuur (HA) of een zwakke base (B) en zouten van de base- of zuurconjugaten ervan. Bijgevolg zijn er twee typen: zuurbuffers en alkalische buffers.

De zuurbuffers komen overeen met het HA / A-paar^-, waar A^- is de geconjugeerde base van het zwakke zuur HA en interageert met ionen - zoals Na⁺- om natriumzouten te vormen. Op deze manier blijft het paar als HA / NaA, hoewel het ook kalium- of calciumzouten kan zijn.

Wanneer afgeleid van het zwakke zuur HA, dempt het zure pH-waarden (minder dan 7) volgens de volgende vergelijking:

HA + OH^- => A^- + H₂O

Omdat het echter een zwak zuur is, wordt de geconjugeerde base gedeeltelijk gehydrolyseerd om een ​​deel van het geconsumeerde HA te regenereren:

Een^- + H₂O <=> HA + OH^-

Aan de andere kant bestaan ​​alkalische buffers uit paar B / HB⁺, waar HB⁺ is het geconjugeerde zuur van de zwakke base. Over het algemeen, HB⁺ vormt zouten met chloride-ionen, en laat het paar als B / HBCl achter. Deze buffers bufferen basale pH-bereiken (groter dan 7):

B + H₃O⁺ => HB⁺ + H₂O

En nogmaals, HB⁺ kan gedeeltelijk hydrolyseren om een ​​deel van de geconsumeerde B te regenereren:

HB⁺ + H₂O <=> B + H₃O⁺

Neutraliseer zowel zuren als basen

Terwijl zuurbuffers pH-zuren bufferen en alkalische pH-buffers, kunnen beide reageren met H-ionen₃O⁺ en OH^- door deze reeks chemische vergelijkingen:

Een^- + H₃O⁺ => HA + H₂O

HB⁺ + OH^- => B + H₂O

Op deze manier, in het geval van het paar HA / A^-, HA reageert met OH-ionen^-, terwijl A^- -de geconjugeerde base - reageert met de H₃O⁺. Wat betreft het paar B / HB⁺, B reageert met de H-ionen₃O⁺, terwijl HB⁺ -het geconjugeerde zuur - met OH^-.

Hierdoor kunnen beide bufferoplossingen zowel zure als basissoorten neutraliseren. Het resultaat van het bovenstaande versus, bijvoorbeeld, de constante toevoeging van OH-mol^-, is de daling van de pH-variatie (ΔpH):

De bovenste afbeelding toont de buffering van de pH tegen een sterke base (OH-donor)^-).

Aanvankelijk is de pH zuur vanwege de aanwezigheid van HA. Wanneer de sterke base wordt toegevoegd, worden de eerste mol A gevormd^- en de buffer begint in werking te treden.

Er is echter een gedeelte van de bocht waar de helling minder steil is; dat wil zeggen, waar de demping efficiënter is (blauwachtig kader).

rendement

Er zijn verschillende manieren om het concept van bufferefficiëntie te begrijpen. Een daarvan is om de tweede afgeleide van de pH-curve versus het basvolume te bepalen, waarbij V wordt gewist voor de minimumwaarde, die Veq / 2 is.

Veq is het volume op het equivalentiepunt; dit is het basevolume dat nodig is om al het zuur te neutraliseren.

Een andere manier om het te begrijpen is door de beroemde vergelijking Henderson-Hasselbalch:

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

Hier duidt B de base, A het zuur en pK aan_naar het is de laagste logaritme van de zuurheidsconstante. Deze vergelijking is van toepassing op zowel de zure soort HA als het geconjugeerde zuur HB⁺.

Als [A] erg groot is ten opzichte van [B], neemt de log () een zeer negatieve waarde in, die wordt afgetrokken van de pK_naar. Als daarentegen [A] erg klein is ten opzichte van [B], heeft de waarde van log () een zeer positieve waarde, wat bijdraagt ​​aan pK_naar. Wanneer [A] = [B], is de log () 0 en de pH = pK_naar.

Wat betekent al het bovenstaande? Dat de ApH groter zal zijn in de extremen die in aanmerking worden genomen voor de vergelijking, terwijl deze kleiner zal zijn met een pH gelijk aan pK_naar; en als de pK_naar is kenmerkend voor elk zuur, deze waarde bepaalt het bereik pK_naar± 1.

De pH-waarden binnen dit bereik zijn die waarbij de buffer efficiënter is.

voorbereiding

Om een ​​bufferoplossing voor te bereiden, moet u de volgende stappen in gedachten houden:

- Ken de vereiste pH en dus de pH die u wilt behouden zo constant mogelijk tijdens de reactie of het proces.

- Als we de pH kennen, zoeken we naar alle zwakke zuren, die waarvan de pK_naar komt dichterbij deze waarde.

- Nadat de HA-soort is gekozen en de concentratie van de buffer is berekend (afhankelijk van hoeveel base of zuur het nodig is om te neutraliseren), wordt de benodigde hoeveelheid van het natriumzout ervan gewogen.

Voorbeelden

Azijnzuur heeft een pK_naar van 4,75, CH₃COOH; Daarom is een mengsel van bepaalde hoeveelheden van dit zuur en natriumacetaat, CH₃COONa, vormt een buffer die efficiënt absorbeert in het pH-bereik (3,75-5,75).

Andere voorbeelden van monoprote zuren zijn benzoëzuren (C₆H₅COOH) en mierenzuur (HCOOH). Voor elk van deze zijn pK-waarden_naar ze zijn 4.18 en 3.68; daarom zijn hun pH-bereiken van hogere buffering (3,18-5,18) en (2,68-4,68).

Aan de andere kant zijn polyprotische zuren zoals fosforzuur (H.₃PO₄) en koolzuur (H.₂CO₃) hebben zoveel pK-waarden_naar zoals protonen kunnen vrijgeven. Dus de H₃PO₄ Het heeft drie pK_naar (2.12, 7.21 en 12.67) en de H₂CO₃ heeft er twee (6.352 en 10.329).

Als u een pH van 3 in een oplossing wilt handhaven, kunt u kiezen tussen de HCOONa / HCOOH-buffer (pK_naar= 3,68) en NaH₂PO₄/ H₃PO₄ (pK_naar= 2.12).

De eerste buffer, die van mierenzuur, ligt dichter bij pH 3 dan de fosforzuurbuffer; daarom dempt HCOONa / HCOOH beter bij pH 3 dan NaH₂PO₄/ H₃PO₄.

referenties

1. Day, R., & Underwood, A. Kwantitatieve analytische chemie (vijfde ed.). PEARSON Prentice Hall, p 188-194.
2. Avsar Aras. (20 april 2013). Mini-schokken Opgeruimd op 9 mei 2018, van: commons.wikimedia.org
3. Wikipedia. (2018). Bufferoplossing. Opgeruimd op 9 mei 2018, van: en.wikipedia.org
4. Assoc. Prof. Lubomir Makedonski, PhD. [Doc.]. Buffer oplossingen. Medische universiteit van Varna.
5. Chem Collective. Buffer zelfstudies. Opgeruimd op 9 mei 2018, uit: chemcollective.org
6. askIITians. (2018). Buffer-oplossing. Opgehaald op 9 mei 2018, van: askiitians.com
7. Quimicas.net (2018). Voorbeelden van schokdemper-, buffer- of bufferoplossingen. Opgehaald op 9 mei 2018, vanaf: quimicas.net