De bufferoplossingen of buffers zijn buffers die pH-veranderingen als gevolg van H-ionen kunnen verlagen3OF+ en OH-. Bij afwezigheid hiervan worden sommige systemen (zoals fysiologische) beschadigd, omdat hun componenten erg gevoelig zijn voor plotselinge veranderingen in pH.
Net zoals schokdempers in auto's de impact van hun beweging verminderen, doen buffers hetzelfde, maar dan met de zuurgraad of basiciteit van de oplossing. Bovendien stellen buffers een specifiek pH-bereik vast waarbinnen ze efficiënt zijn..
Anders zijn de H-ionen3OF+ ze verzuren de oplossing (de pH zakt naar waarden onder de 6), met als gevolg een mogelijke wijziging van de opbrengst van de reactie. Hetzelfde voorbeeld kan worden toegepast voor basische pH-waarden, dat wil zeggen groter dan 7.
Artikel index
Ze zijn in wezen samengesteld uit een zuur (HA) of een zwakke base (B) en zouten van hun geconjugeerde base of zuur. Bijgevolg zijn er twee soorten: zuurbuffers en alkalische buffers..
Zure buffers komen overeen met het HA / A-paar-, waarheen- 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 HA / NaA, hoewel het ook kalium- of calciumzouten kunnen zijn.
Afgeleid van het zwakke zuur HA, buffert het zure pH-bereiken (minder dan 7) volgens de volgende vergelijking:
HA + OH- => EEN- + H.tweeOF
Omdat het echter een zwak zuur is, wordt de geconjugeerde base gedeeltelijk gehydrolyseerd om een deel van het verbruikte HA te regenereren:
NAAR- + H.tweeOF <=> HA + OH-
Aan de andere kant bestaan alkalische buffers uit het B / HB-paar+, waar HB+ het is het geconjugeerde zuur van de zwakke base. Over het algemeen HB+ vormt zouten met chloride-ionen en laat het paar achter als B / HBCl. Deze buffers bufferen basische pH-bereiken (groter dan 7):
B + H3OF+ => HB+ + H.tweeOF
En nogmaals, HB+ kan gedeeltelijk worden gehydrolyseerd om een deel van de verbruikte B te regenereren:
HB+ + H.tweeOF <=> B + H3OF+
Terwijl zure buffers de zure pH bufferen en basische buffers de basische pH, kunnen beide reageren met H-ionen.3OF+ en OH- door middel van deze reeks chemische vergelijkingen:
NAAR- + H.3OF+ => HA + HtweeOF
HB+ + Oh- => B + HtweeOF
Dus in het geval van het HA / A-paar-, HA reageert met OH-ionen-, terwijl een- -zijn geconjugeerde base reageert met de H3OF+. Met betrekking tot het B / HB-paar+, B reageert met H-ionen3OF+, terwijl HB+ -het geconjugeerde zuur met de OH-.
Hierdoor kunnen beide buffers zowel zure als basische soorten neutraliseren. Het resultaat van het bovenstaande versus bijvoorbeeld de constante toevoeging van mol OH-, is de afname van de pH-variatie (ΔpH):
De bovenste afbeelding toont het bufferen van de pH tegen een sterke base (donor van OH-.
Aanvankelijk is de pH zuur vanwege de aanwezigheid van HA. Wanneer de sterke basis wordt toegevoegd, worden de eerste mol A gevormd- en de buffer begint te werken.
Er is echter een deel van de bocht waar de helling minder steil is; dat wil zeggen, waar de demping efficiënter is (blauwachtige doos).
Er zijn verschillende manieren om het concept van dempingsefficiëntie te begrijpen. Een daarvan is om de tweede afgeleide van de curve pH te bepalen versus het volume van de base, waarbij V wordt opgelost voor de minimumwaarde, namelijk Veq / 2.
Veq is het volume op het equivalentiepunt; dit is het volume base dat nodig is om al het zuur te neutraliseren.
Een andere manier om het te begrijpen is door middel van de beroemde Henderson-Hasselbalch-vergelijking:
pH = pKnaar + logboek ([B] / [A])
Hier staat B voor de base, A voor het zuur en pKnaar is de kleinste logaritme van de zuurgraadconstante. Deze vergelijking is zowel van toepassing op de zure soort HA als op het geconjugeerde zuur HB+.
Als [A] erg groot is met betrekking tot [B], krijgt de log () een zeer negatieve waarde, die wordt afgetrokken van de pKnaar. Als, aan de andere kant, [A] erg klein is ten opzichte van [B], krijgt de waarde van log () een zeer positieve waarde, die wordt toegevoegd aan pKnaar. Als [A] = [B], is de log () echter 0 en de pH = pKnaar.
Wat houdt al het bovenstaande in? Dat de ΔpH groter zal zijn in de uitersten die in aanmerking komen voor de vergelijking, terwijl deze minimaal zal zijn met een pH gelijk aan de pKnaaren als de pKnaar is kenmerkend voor elk zuur, deze waarde bepaalt het pK-bereiknaar± 1.
De pH-waarden binnen dit bereik zijn die waarin de buffer het meest efficiënt is..
Om een bufferoplossing te bereiden, moet u de volgende stappen in gedachten houden:
- Ken de vereiste pH en daarom degene die u tijdens de reactie of het proces zo constant mogelijk wilt houden.
- Als men de pH kent, zoekt men naar alle zwakke zuren, die waarvan de pKnaar ligt dichter bij deze waarde.
- Na het kiezen van de HA-soort en het berekenen van de concentratie van de buffer (afhankelijk van hoeveel base of zuur moet worden geneutraliseerd), wordt de benodigde hoeveelheid van het natriumzout gewogen..
Azijnzuur heeft een pKnaar van 4,75, CH3COOH; daarom een mengsel van bepaalde hoeveelheden van dit zuur en natriumacetaat, CH3COONa, vormt een buffer die efficiënt buffert in het pH-bereik (3,75-5,75).
Andere voorbeelden van monoprotische zuren zijn benzoëzuren (C.6H.5COOH) en mierenzuur (HCOOH). Voor elk van deze hun pK-waardennaar ze zijn 4,18 en 3,68; daarom zijn hun hoogste bufferende pH-bereiken (3,18-5,18) en (2,68-4,68).
Aan de andere kant kunnen polyprotische zuren zoals fosforzuur (H.3PO4) en koolzuur (H.tweeCO3) hebben evenveel pK-waardennaar zoals protonen kunnen loslaten. Dus de H3PO4 heeft drie pKnaar (2.12, 7.21 en 12.67) en de H.tweeCO3 heeft twee (6.352 en 10.329).
Als u een pH van 3 in een oplossing wilt behouden, kunt u kiezen tussen HCOONa / HCOOH (pKnaar= 3,68) en NaHtweePO4/ H3PO4 (pKnaar= 2,12).
De eerste buffer, die van mierenzuur, ligt dichter bij pH 3 dan de fosforzuurbuffer; daarom buffert HCOONa / HCOOH beter bij pH 3 dan NaHtweePO4/ H3PO4.
Niemand heeft nog op dit artikel gereageerd.