Bufferløsning

En bufferløsning er definert som en løsning som motsetter seg endringen i pH ved moderate tilsetninger av syrer eller baser .

Dette er generelt løsninger

av en svak syre og dens salt dannet med en sterk base (for eksempel eddiksyresystemet - natriumacetat ) eller omvendt ,
av en svak base og dens salt dannet med en sterk syre (for eksempel ammoniakksystemet - ammoniumklorid ) eller
av et salt, en svak base og en svak syre
av konsentrerte sterke syrer og baser.

Bufferløsninger er mye brukt i analytisk kjemi og i de prosesser hvor det er nyttig eller nødvendig å stabilisere pH på en ønsket verdi. Karakteristisk for denne typen løsninger er bufferkraften , vanligvis definert som mengden sterk syre eller base som skal tilsettes til en bufferløsning for å oppnå en enhetlig pH-variasjon.

pH-verdien til bufferløsningene

Svak syre og dens salt

Den svake syren HA er lett dissosiert; dissosiasjonslikevekten er _

{\ displaystyle {\ ce {HA + H2O <=> H3O + + A-}}}

som tilsvarer syredissosiasjonskonstanten

{\ displaystyle K_ {a} = \ mathrm {\ frac {[H ^ {+}] [A ^ {-}]} {[HA]}}}

saltet MA, derimot, er fullstendig dissosiert

${\ displaystyle {\ ce {MA -> M + + A-}}}$

anion A - produsert av saltet reverserer deretter dissosiasjonen av den svake syren ytterligere. Det er derfor mulig å tilnærme likevektskonsentrasjonen til HA-syren med dens nominelle verdi og likevektskonsentrasjonen til anionet dissosiert med den nominelle av saltet ; uttrykket for dissosiasjonskonstanten kan da omskrives som $C_ {a}$ ${\ displaystyle C_ {s}}$

{\ displaystyle K_ {a} = {\ frac {\ mathrm {[H ^ {+}]} C_ {s}} {C_ {a}}}}

som vi får det fra

{\ displaystyle \ mathrm {[H ^ {+}]} = K_ {a} {\ frac {C_ {a}} {C_ {s}}}}

og derfor

{\ displaystyle \ mathrm {pH} = \ mathrm {p} K_ {a} + \ log {C_ {s}} - \ log {C_ {a}} \;}

{\ displaystyle \ mathrm {pH} = \ mathrm {p} K_ {a} + \ log \ venstre ({\ frac {C_ {s}} {C_ {a}}} \ høyre)}

når og sammenfaller, sammenfaller pH i løsningen med pK a til den svake syren. $C_ {a}$ ${\ displaystyle C_ {s}}$

Svak base og dens salt

Den svake basen MOH er lett dissosiert; dissosiasjonslikevekten er _

{\ displaystyle {\ ce {MOH <=> M + + OH-}}}

som tilsvarer den grunnleggende dissosiasjonskonstanten

{\ displaystyle K_ {b} = \ mathrm {\ frac {[M ^ {+}] [OH ^ {-}]} {[MOH]}}}

saltet MA, derimot, er fullstendig dissosiert

{\ displaystyle {\ ce {MA -> M + + A-}}}

kationet M + produsert av saltet reverserer derfor dissosiasjonen av den svake basen ytterligere. Det er derfor mulig å tilnærme likevektskonsentrasjonen til basen MOHmed dens nominelle verdi og likevektskonsentrasjonen til det dissosierte kation med den nominelle av saltet ; uttrykket for dissosiasjonskonstanten kan derfor omskrives som: $C_ {b}$ ${\ displaystyle C_ {s}}$

{\ displaystyle K_ {b} = {\ frac {\ mathrm {[OH ^ {-}]} C_ {s}} {C_ {b}}}}

som vi får det fra

{\ displaystyle \ mathrm {[OH ^ {-}]} = K_ {b} {\ frac {C_ {b}} {C_ {s}}} \;}

og derfor

{\ displaystyle {\ text {pOH}} = \ mathrm {p} K_ {b} + \ log {C_ {s}} - \ log {C_ {b}} \;}

{\ displaystyle {\ text {pH}} = 14- \ mathrm {p} K_ {b} - \ log {C_ {s}} + \ log {C_ {b}} \;}

når og sammenfaller, faller pH i løsningen sammen med komplementet a 14 av pK b til den svake basen. $C_ {b}$ ${\ displaystyle C_ {s}}$

Sammenligning av bufret og ubufret løsning

Ved å tilsette 0,01 mol /l av en sterk syre (for eksempel saltsyre ) i destillert vann går pH fra 7 til 2. Et hopp på 5 enheter som tilsvarer en 100 000 ganger økning i konsentrasjonen av frie H + ioner .

Ved å tilsette samme mengde sterk syre til en bufferløsning som inneholder 0,1 mol/l eddiksyre og 0,1 mol/l natriumacetat, går pH fra 4,75 til 4,65. Et hopp på bare 0,1 enheter.

Vanlige buffersystemer

Illustrasjon av en bufferløsning: natriumacetat / eddiksyre

Syredissosiasjonskonstanten for eddiksyre er gitt av ligningen

{\ displaystyle K_ {a} = \ mathrm {\ frac {[H ^ {+}] [CH_ {3} COO ^ {-}]} {[CH_ {3} COOH]}}}

Siden likevekten bare involverer en svak syre og en base , kan det antas at ioniseringen av eddiksyren og hydrolysen av acetationet er ubetydelig. I en buffer med like mye eddiksyre og natriumacetat, forenkler likevektsligningen til

{\ displaystyle K_ {a} = \ mathrm {[H ^ {+}]}}

og bufferens pH er likeledes pKa .

For å bestemme tilleggseffekten av en sterk syre som HCl , gir følgende matematiske formel den nye pH. Siden HCl er en sterk syre , ioniseres den fullstendig i løsningen. Dette øker konsentrasjonen av H + i løsningen, som deretter nøytraliserer acetatet etter denne ligningen:

{\ displaystyle \ mathrm {CH_ {3} COO _ {(aq)} ^ {-} + H _ {(aq)} ^ {+} \ til CH_ {3} COOH _ {(aq)}}}

De forbrukte hydrogenionene endrer det faktiske antallet mol eddiksyre og acetationer :

{\ displaystyle \ mathrm {mol \ av \ CH_ {3} COO ^ {-} = initialer \ mol \ av \ CH_ {3} COO ^ {-} - initialer \ mol \ av \ HCl}}

{\ displaystyle \ mathrm {mol \ av \ CH_ {3} COOH = mol \ initial \ av \ CH_ {3} COOH + mol \ initial \ av \ HCl}}

Etter å ha vurdert volumendringen for å bestemme konsentrasjonene, kan den nye pH-verdien beregnes fra Henderson-Hasselbalch-ligningen . Enhver nøytralisering vil resultere i en minimal endring i pH , da en logaritmisk skala brukes.

Syre-base balanse

Biokjemiske reaksjoner er spesielt følsomme for pH, faktisk inneholder biologiske molekyler grupper av atomer som kan være ladede eller nøytrale avhengig av pH og dette har en effekt på molekylets biologiske aktivitet. I flercellede organismer har væsken inne i cellen og væskene som omgir cellene en karakteristisk og praktisk talt konstant pH som opprettholdes av biologiske buffersystemer som dihydrogenfosfatsystemet og karbonsyresystemet.