Buffertlösningar Egenskaper, Framställning och Exempel

den buffertlösningar eller buffertar är de som kan minska pH-förändringar på grund av H-joner₃O⁺ och OH^-. I avsaknad av dessa försämras vissa system (såsom fysiologiska), eftersom deras komponenter är mycket känsliga för plötsliga förändringar i pH.

Precis som stötdämparna i bilar minskar påverkan som orsakas av deras rörelse, gör buffertarna samma men med syra eller basalitet av lösningen. Vidare etablerar buffertlösningar ett specifikt pH-område inom vilket de är effektiva.

Annars, H joner₃O⁺ surgör lösningen (pH sjunker till värden under 6), vilket resulterar i en eventuell förändring i reaktionens prestanda. Samma exempel kan gälla för grundläggande pH-värden, det vill säga större än 7.

index

• 1 Egenskaper
  • 1.1 Sammansättning
  • 1.2 Neutralisera både syror och baser
  • 1.3 Effektivitet
• 2 Framställning
• 3 exempel
• 4 referenser

särdrag

komposition

I huvudsak består de av en syra (HA) eller en svag bas (B) och salter av dess bas- eller syrekonjugat. Följaktligen finns det två typer: syrabuffertar och alkaliska buffertar.

Syrabuffertarna motsvarar HA / A-paret^-, där A^- är konjugatbasen av den svaga syran HA och interagerar med joner -som Na⁺- för att bilda natriumsalter. På detta sätt förblir paret HA / NaA, även om det också kan vara kalium- eller kalciumsalter.

När det härledas från den svaga syran HA, dämpar den syra-pH-intervallet (mindre än 7) enligt följande ekvation:

HA + OH^- => A^- + H₂O

Men som en svag syra, är dess konjugatbas hydrolyserad delvis för att regenerera en del av den konsumerade HA:

EN^- + H₂O <=> HA + OH^-

Å andra sidan består alkaliska buffertar av par B / HB⁺, där HB⁺ är konjugerad syra av den svaga basen. Vanligtvis HB⁺ bildar salter med kloridjoner, vilket lämnar paret som B / HBCl. Dessa buffertar buffrar basiska pH-intervall (större än 7):

B + H₃O⁺ => HB⁺ + H₂O

Och igen, HB⁺ kan delvis hydrolysera för att regenerera en del av B som konsumeras:

HB⁺ + H₂O <=> B + H₃O⁺

Neutralisera både syror och baser

Medan syrabuffertbuffert pH-syror och alkaliska pH-buffertar, kan båda reagera med H-joner₃O⁺ och OH^- genom dessa serier av kemiska ekvationer:

EN^- + H₃O⁺ => HA + H₂O

HB⁺ + OH^- => B + H₂O

På detta sätt, när det gäller paret HA / A^-, HA reagerar med OH-joner^-, medan A^- -dess konjugatbas - reagerar med H₃O⁺. När det gäller paret B / HB⁺, B reagerar med H-jonerna₃O⁺, medan HB⁺ -dess konjugerade syra- med OH^-.

Detta gör det möjligt för båda buffertlösningarna att neutralisera både sura och basiska arter. Resultatet av ovanstående mot, till exempel, den konstanta tillsatsen av OH-moler^-, är minskningen i pH-variationen (ΔpH):

Den övre bilden visar buffring av pH mot en stark bas (OH donator)^-).

Ursprungligen är pH surt på grund av närvaron av HA. När den starka basen tillsätts bildas de första molerna A^- och bufferten börjar träda i kraft.

Det finns emellertid ett område av kurvan där lutningen är mindre brant; det vill säga där dämpningen är effektivare (blåaktig ram).

effektivitet

Det finns flera sätt att förstå begreppet buffert effektivitet. En av dessa är att bestämma det andra derivatet av pH-kurvan jämfört med basvolymen, rensa V för minimivärdet, vilket är Veq / 2.

Veq är volymen vid ekvivalenspunkten; detta är basvolymen som behövs för att neutralisera all syra.

Ett annat sätt att förstå det är genom den berömda Henderson-Hasselbalch ekvationen:

pH = pK_till + logg ([B] / [A])

Här betecknar B basen, A syran och pK_till det är den lägsta logaritmen för surhetskonstanten. Denna ekvation gäller både de sura arterna HA och den konjugerade syran HB⁺.

Om [A] är mycket stor med avseende på [B], tar loggen () ett mycket negativt värde, vilket subtraheras från pK_till. Om tvärtom [A] är väldigt liten med hänsyn till [B], tar värdet av log () ett mycket positivt värde, vilket lägger till pK_till. Men när [A] = [B] är loggen () 0 och pH = pK_till.

Vad betyder alla ovanstående? Att ΔpH blir större i de ekstremer som anses för ekvationen, medan det blir mindre med ett pH som är lika med pK_till; och som pK_till är karakteristisk för varje syra, bestämmer detta värde intervallet pK_till± 1.

PH-värdena inom detta intervall är de i vilka bufferten är effektivare.

beredning

För att förbereda en buffertlösning är det nödvändigt att tänka på följande steg:

- Känn det önskade pH-värdet och därmed den som du vill behålla så konstant som möjligt under reaktionen eller processen.

- Att veta pH, vi letar efter alla svaga syror, de vars pK_till ligger närmare detta värde.

- När HA-arterna väljs och koncentrationen av bufferten beräknas (beroende på hur mycket bas eller syra den behöver neutralisera) vägs den nödvändiga mängden av sitt natriumsalt.

exempel

Ättiksyra har en pK_till av 4,75, CH₃COOH; Därför är en blandning av vissa mängder av denna syra och natriumacetat, CH₃COONa, bildar en buffert som effektivt absorberar i pH-intervallet (3,75-5,75).

Andra exempel på monoprotiska syror är bensoesyror (C₆H₅COOH) och myrsyra (HCOOH). För var och en av dessa är dess pK-värden_till de är 4,18 och 3,68; därför är deras pH-intervall av högre buffring (3,18-5,18) och (2,68-4,68).

Å andra sidan, polyprotiska syror, såsom fosfor (H₃PO₄) och kolsyra (H₂CO₃) har så många pK-värden_till som protoner kan släppa. Så, H₃PO₄ Den har tre pK_till (2,12, 7,21 och 12,67) och H₂CO₃ har två (6 352 och 10 329).

Om du vill behålla ett pH av 3 i en lösning kan du välja mellan HCOONa / HCOOH bufferten (pK_till= 3,68) och NaH₂PO₄/ H₃PO₄ (pK_till= 2,12).

Den första bufferten, den av myrsyra, är närmare pH 3 än fosforsyrabufferten; därför fuktar HCOONa / HCOOH bättre vid pH 3 än NaH₂PO₄/ H₃PO₄.

referenser

1. Day, R., & Underwood, A. Kvantitativ analytisk kemi (femte red.). PEARSON Prentice Hall, s 188-194.
2. Avsar Aras. (20 april 2013). Mini Shocks Hämtad den 9 maj 2018, från: commons.wikimedia.org
3. Wikipedia. (2018). Buffertlösning. Hämtad den 9 maj 2018, från: en.wikipedia.org
4. Assoc. Prof. Lubomir Makedonski, PhD. [Dok.]. Buffertlösningar. Medical University of Varna.
5. Chem Collective. Buffer tutorials. Hämtad den 9 maj 2018, från: chemcollective.org
6. askIITians. (2018). Buffertlösning. Hämtad den 9 maj 2018, från: askiitians.com
7. Quimicas.net (2018). Exempel på stötdämpare, buffert eller buffertlösningar. Hämtad den 9 maj 2018, från: quimicas.net