- kenmerken
- Samenstelling
- Ze neutraliseren zowel zuren als basen
- Efficiëntie
- Voorbereiding
- Voorbeelden
- Referenties
De bufferoplossingen of buffers zijn die die veranderingen in pH als gevolg van ionen H 3 O + en OH - kunnen verminderen . 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 zullen de H 3 O + -ionen de oplossing verzuren (de pH daalt tot waarden onder de 6), wat resulteert in een mogelijke wijziging in de reactieprestatie. Hetzelfde voorbeeld kan worden toegepast voor basische pH-waarden, dat wil zeggen groter dan 7.
kenmerken
Samenstelling
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 , waarbij A - de geconjugeerde base is van het zwakke zuur HA en een interactie aangaat 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 2 O
Omdat het echter een zwak zuur is, wordt de geconjugeerde base gedeeltelijk gehydrolyseerd om een deel van het verbruikte HA te regenereren:
A - + H 2 O <=> HA + OH -
Aan de andere kant bestaan alkalische buffers uit het B / HB + -paar , waarbij HB + het geconjugeerde zuur van de zwakke base is. Over het algemeen vormt HB + zouten met chloride-ionen, waarbij het paar achterblijft als B / HBCl. Deze buffers bufferen basische pH-bereiken (groter dan 7):
B + H 3 O + => HB + + H 2 O
En nogmaals, HB + kan gedeeltelijk worden gehydrolyseerd om een deel van de verbruikte B te regenereren:
HB + + H 2 O <=> B + H 3 O +
Ze neutraliseren zowel zuren als basen
Hoewel zuurbuffers zure pH bufferen en alkalische buffer pH basisch, kunnen beide reageren met H 3 O + en OH - ionen door middel van deze reeks chemische vergelijkingen:
A - + H 3 O + => HA + H 2 O
HB + + OH - => B + H 2 O
Dus in het geval van het HA / A - paar reageert HA met de OH - ionen , terwijl A -zijn geconjugeerde base- reageert met het H 3 O + . Wat betreft het B / HB + -paar , B reageert met de H 3 O + -ionen , terwijl HB + - het geconjugeerde zuur - met het OH - .
Hierdoor kunnen beide buffers zowel zure als basische soorten neutraliseren. Het resultaat van de bovengenoemde vergelijking met, bijvoorbeeld, de constante toevoeging mol OH - , is de afname in de variatie van de pH (ApH):
De afbeelding hierboven toont de pH-buffer 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 begint de buffer 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).
Efficiëntie
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, die Veq / 2 is.
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 = pK a + logboek (/)
Hier geeft B de base aan, A het zuur, en pK a is de kleinste logaritme van de zuurconstante. Deze vergelijking geldt zowel voor de zure soort HA als voor het geconjugeerde zuur HB + .
Als het erg groot is met betrekking tot, krijgt de log () een zeer negatieve waarde, die wordt afgetrokken van de pK a . Als het daarentegen erg klein is met betrekking tot, dan krijgt de waarde van log () een zeer positieve waarde, die wordt toegevoegd aan pK a . Wanneer = echter is de log () 0 en de pH = pK a .
Wat houdt al het bovenstaande in? Dat de ΔpH groter zal zijn in de uitersten die in aanmerking worden genomen voor de vergelijking, terwijl deze minimaal zal zijn bij een pH gelijk aan de pK a ; en aangezien de pK a karakteristiek is voor elk zuur, bepaalt deze waarde het bereik pK a ± 1.
De pH-waarden binnen dit bereik zijn die waarin de buffer het meest efficiënt is.
Voorbereiding
Om een bufferoplossing te bereiden, moeten de volgende stappen in gedachten worden gehouden:
- 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 onder alle zwakke zuren naar diegene waarvan de pK a dichter bij deze waarde ligt.
- Nadat de HA-soort is gekozen en de concentratie van de buffer is berekend (afhankelijk van hoeveel base of zuur er moet worden geneutraliseerd), wordt de benodigde hoeveelheid van het natriumzout gewogen.
Voorbeelden
Azijn- zuur een pKa een van 4,75, CH 3 COOH; daarom vormt een mengsel van bepaalde hoeveelheden van dit zuur en natriumacetaat, CH 3 COONa, een buffer die efficiënt buffert in het pH-bereik (3,75-5,75).
Andere voorbeelden van monoprotische zuren zijn benzoëzuur (C 6 H 5 COOH) en mierenzuur (HCOOH) zuren . Voor elk van deze waarden van pK a zijn 4,18 en 3,68; daarom zijn de pH-bereiken met de hoogste buffering (3,18-5,18) en (2,68-4,68).
Verder hebben de polyprotische zuren zoals fosforzuur (H 3 PO 4 ) en koolstof (H 2 CO 3 ) vele pK waarden om als proton vrij te kunnen komen. Aldus H 3 PO 4 drie pKa van een (2,12, 7,21 en 12,67) en H 2 CO 3 twee (6,352 en 10,329).
Wil je in een oplossing een pH van 3 behouden, dan kun je kiezen tussen de buffers HCOONa / HCOOH (pK a = 3,68) en NaH 2 PO 4 / H 3 PO 4 (pK a = 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 NaH 2 PO 4 / H 3 PO 4 .
Referenties
- Day, R., & Underwood, A. Quantitative Analytical Chemistry (5e ed.). PEARSON Prentice Hall, p. 188-194.
- Avsar Aras. (20 april 2013). Mini-schokbrekers. Opgehaald op 9 mei 2018, van: commons.wikimedia.org
- Wikipedia. (2018). Buffer oplossing. Opgehaald op 9 mei 2018, van: en.wikipedia.org
- Assoc. Prof. Lubomir Makedonski, PhD. . Bufferoplossingen. Medische Universiteit van Varna.
- Chem Collective. Buffer-handleidingen. Opgehaald op 9 mei 2018, van: chemcollective.org
- askIITians. (2018). Buffer oplossing. Opgehaald op 9 mei 2018, van: askiitians.com
- Quimicas.net (2018). Voorbeelden van buffer-, buffer- of bufferoplossingen. Opgehaald op 9 mei 2018, van: quimicas.net