Roztwór buforowy - Buffer solution
Roztwór buforowy (bardziej dokładnie, wartości pH buforu lub jonów wodorowych bufor) jest wodny roztwór składający się z mieszaniny o słabym kwasem i jego sprzężonej zasady i vice versa. Jego pH zmienia się bardzo niewiele, gdy dodaje się do niego niewielką ilość mocnego kwasu lub zasady . Roztwory buforowe są używane jako środek do utrzymywania prawie stałej wartości pH w wielu różnych zastosowaniach chemicznych. W naturze istnieje wiele systemów wykorzystujących buforowanie do regulacji pH. Na przykład system buforowania wodorowęglanów służy do regulacji pH krwi , a wodorowęglan działa również jako bufor w oceanie .
Zasady buforowania
Roztwory buforowe są odporne na zmianę pH ze względu na równowagę między słabym kwasem HA i jego sprzężoną zasadą A − :
- HA ⇌ H + + A −
Gdy do równowagowej mieszaniny słabego kwasu i jego sprzężonej zasady dodaje się trochę mocnego kwasu , dodaje się jony wodorowe (H + ) i równowaga przesuwa się w lewo, zgodnie z zasadą Le Châteliera . Z tego powodu stężenie jonów wodorowych wzrasta o mniej niż ilość oczekiwana dla ilości dodanego mocnego kwasu. Podobnie, jeśli do mieszaniny dodaje się mocną zasadę, stężenie jonów wodorowych zmniejsza się o mniej niż ilość oczekiwana dla ilości dodanej zasady. Efekt ten jest zilustrowany symulowanego miareczkowania słabego kwasu z t K a = 4.7. Względne stężenie niezdysocjowanego kwasu pokazano na niebiesko, a jego sprzężonej zasady na czerwono. PH zmienia się stosunkowo wolno w obszarze buforowym, pH = p K ± 1, wyśrodkowany przy pH = 4,7, w którym [ha] = [A - ]. Stężenie jonów wodorowych spada o mniej niż oczekiwana ilość, ponieważ większość dodanego jonu wodorotlenowego jest zużywana w reakcji
- OH − + HA → H 2 O + A −
i tylko trochę jest zużywane w reakcji neutralizacji (czyli reakcji, która powoduje wzrost pH)
- OH − + H + → H 2 O.
Gdy kwas zostanie zdeprotonowany w ponad 95% , pH gwałtownie wzrasta, ponieważ większość dodanych zasad jest zużywana w reakcji neutralizacji.
Pojemność bufora
Pojemność buforowa jest ilościową miarą odporności na zmianę pH roztworu zawierającego środek buforujący w stosunku do zmiany stężenia kwasu lub zasady. Można go zdefiniować w następujący sposób:
gdzie jest nieskończenie mała ilość dodanej bazy, lub
gdzie jest nieskończenie mała ilość dodanego kwasu. pH definiuje się jako -log 10 [H + ], a d (pH) jest nieskończenie małą zmianą pH.
Z każdej z tych pojemności buforowej dla słabego kwasu HA ze stałą dysocjacji K można wyrazić
gdzie [H + ] jest stężeniem jonów wodorowych i jest całkowitym stężeniem dodanego kwasu. K W oznacza stałą równowagi dla siebie jonizacji wody , równą 1,0 x 10 -14 . Należy zauważyć, że w roztworze H + istnieje jako jon hydroniowy H 3 O + , a dalsze uwodnienie jonu hydroniowego ma nieistotny wpływ na równowagę dysocjacji, z wyjątkiem bardzo wysokiego stężenia kwasu.
To równanie pokazuje, że istnieją trzy regiony o zwiększonej pojemności buforowej (patrz rysunek).
- W centralnym obszarze krzywej (na wykresie kolorem zielonym) dominuje drugi człon, a
- Przy silnie kwaśnych roztworach o pH poniżej około 2 (na wykresie zabarwione na czerwono) dominuje pierwszy człon w równaniu, a pojemność buforowa rośnie wykładniczo wraz ze spadkiem pH:
- Przy silnie alkalicznych roztworach, pH powyżej około 12 (na wykresie zabarwione na niebiesko), dominuje trzeci człon w równaniu, a pojemność buforowa rośnie wykładniczo wraz ze wzrostem pH:
Zastosowania buforów
pH roztworu zawierającego środek buforujący może zmieniać się tylko w wąskim zakresie, niezależnie od tego, co jeszcze może być obecne w roztworze. W systemach biologicznych jest to niezbędny warunek prawidłowego funkcjonowania enzymów . Na przykład w ludzkiej krwi mieszanina kwasu węglowego (H
2WSPÓŁ
3) i wodorowęglan (HCO−
3) jest obecny we frakcji osocza ; stanowi to główny mechanizm utrzymywania pH krwi między 7,35 a 7,45. Poza tym wąskim zakresem (7,40 ± 0,05 jednostki pH) szybko rozwijają się warunki metaboliczne kwasicy i zasadowicy , które ostatecznie prowadzą do śmierci, jeśli nie zostanie szybko przywrócona prawidłowa zdolność buforowania.
Jeśli wartość pH roztworu wzrośnie lub spadnie zbyt mocno, skuteczność enzymu spada w procesie zwanym denaturacją , który zwykle jest nieodwracalny. Większość próbek biologicznych wykorzystywanych w badaniach jest przechowywana w roztworze buforowym, często soli fizjologicznej buforowanej fosforanem (PBS) o pH 7,4.
W przemyśle środki buforujące stosuje się w procesach fermentacji oraz w ustalaniu właściwych warunków dla barwników stosowanych do barwienia tkanin. Wykorzystywane są również w analizie chemicznej i kalibracji mierników pH .
Proste środki buforujące
Środek buforujący P K Przydatny zakres pH Kwas cytrynowy 3,13, 4,76, 6,40 2,1-7,4 Kwas octowy 4,8 3,8–5,8 KH 2 PO 4 7,2 6,2–8,2 CHES 9,3 8,3–10,3 boran 9.24 8,25–10,25
W przypadku buforów w obszarach kwasowych, pH można dostosować do pożądanej wartości, dodając mocny kwas, taki jak kwas solny, do konkretnego środka buforującego. W przypadku buforów alkalicznych można dodać mocną zasadę, taką jak wodorotlenek sodu . Alternatywnie, mieszaninę buforową można wytworzyć z mieszaniny kwasu i jego sprzężonej zasady. Na przykład bufor octanowy można wytworzyć z mieszaniny kwasu octowego i octanu sodu . Podobnie bufor alkaliczny można wytworzyć z mieszaniny zasady i jej sprzężonego kwasu.
Mieszanki buforowe „uniwersalne”
Przez połączenie substancji w s k a wartości różniące dwa lub mniej i regulacji wartości pH uzyskuje się szeroki zakres buforów można uzyskać. Kwas cytrynowy jest użytecznym składnikiem mieszaniny buforowej, gdyż ma ona trzy p K a wartości, oddzielonych przez mniej niż dwie. Zakres buforów można rozszerzyć, dodając inne środki buforujące. Następujące mieszaniny ( roztwory buforowe McIlvaine'a ) mają bufor w zakresie pH od 3 do 8.
0,2 M Na 2 HPO 4 (ml) 0,1 M kwas cytrynowy (ml) pH 20,55 79,45 3,0 38,55 61,45 4.0 51,50 48,50 5.0 63,15 36,85 6,0 82,35 17,65 7,0 97,25 2,75 8,0
Mieszaninę zawierającą kwas cytrynowy , fosforan monopotasu , kwas borowy i dietylowego kwasu barbiturowego można pokryć zakres pH 2,6 do 12.
Inne uniwersalne bufory to bufor Carmody'ego i bufor Brittona-Robinsona , opracowany w 1931 roku.
Powszechne związki buforowe stosowane w biologii
Efektywny zasięg patrz Pojemność bufora powyżej.
Nazwa zwyczajowa (nazwa chemiczna) | Struktura |
P K , 25 ° C |
Temp. efekt, dpH/d T(K- 1 ) |
Mol. waga |
---|---|---|---|---|
TAPS , ([kwas tris(hydroksymetylo)metyloamino]propanosulfonowy) |
8.43 | −0,018 | 243,3 | |
Bicyna , ( kwas 2-(bis(2-hydroksyetylo)amino)octowy) |
8.35 | −0,018 | 163,2 | |
Tris , (tris(hydroksymetylo)aminometan lub 2-amino-2-(hydroksymetylo)propan-1,3-diol) |
8.07 | −0,028 | 121,14 | |
Tricyna , (N-[tris(hydroksymetylo)metylo]glicyna) |
8.05 | −0,021 | 179,2 | |
TAPSO , kwas (3-[N-tris(hydroksymetylo)metyloamino]-2-hydroksypropanosulfonowy) |
7,635 | 259,3 | ||
HEPES , kwas (4-(2-hydroksyetylo)-1-piperazynoetanosulfonowy) |
7.48 | −0,014 | 238,3 | |
TES , kwas (2-[[1,3-dihydroksy-2-(hydroksymetylo)propan-2-ylo]amino]etanosulfonowy) |
7.40 | −0,020 | 229,20 | |
MOPS , kwas (3-(N-morfolino)propanosulfonowy) |
7.20 | −0,015 | 209,3 | |
RURY , (kwas piperazyno-N,N′-bis(2-etanosulfonowy)) |
6,76 | −0,008 | 302,4 | |
Kakodylan , (kwas dimetyloarsenowy) |
6.27 | 138,0 | ||
MES , (kwas 2-(N-morfolino)etanosulfonowy) |
6.15 | −0,011 | 195.2 |
Obliczanie pH buforu
Kwasy monoprotonowe
Najpierw zapisz wyrażenie równowagi
- HA ⇌ A − + H +
To pokazuje, że gdy kwas dysocjuje, powstają równe ilości jonu wodorowego i anionu. Stężenia równowagowe tych trzech składników można obliczyć w tabeli ICE (ICE oznacza „początkową, zmianę, równowagę”).
Stół ICE dla kwasu monoprotonowego [HA] [A − ] [H + ] i C 0 0 tak C − x x x mi C 0 − x x x + y
W pierwszym wierszu, oznaczonym I , wymieniono warunki początkowe: stężenie kwasu wynosi C 0 , początkowo niezdysocjowanego, więc stężenia A − i H + będą wynosić zero; y jest początkowym stężeniem dodanego mocnego kwasu, takiego jak kwas solny. Jeśli doda się mocne zasady, takie jak wodorotlenek sodu, wówczas y będzie miał znak ujemny, ponieważ zasada usuwa jony wodorowe z roztworu. Drugi wiersz, oznaczony literą C dla „zmiany”, określa zmiany, które zachodzą, gdy kwas ulega dysocjacji. Stężenie kwasu zmniejsza się o ilość − x , a stężenia A − i H + wzrastają o ilość + x . Wynika to z wyrażenia równowagi. Trzeci wiersz, oznaczony literą E dla „równowagi”, sumuje pierwsze dwa wiersze i pokazuje stężenia w stanie równowagi.
Aby znaleźć x , użyj wzoru na stałą równowagi w kategoriach stężeń:
Zastąp stężenia wartościami znajdującymi się w ostatnim wierszu tabeli ICE:
Uprość do
Przy wartościach określonych dla C, 0 , K i Y , to równanie może być rozwiązywane dla x . Zakładając, że pH = −log 10 [H + ], pH można obliczyć jako pH = −log 10 ( x + y ).
Kwasy poliprotonowe
Kwasy poliprotonowe to kwasy, które mogą stracić więcej niż jeden proton. Stała dysocjacji pierwszej protonu może być oznaczone jako K A1 i stałe dysocjacji kolejnych protons K A2 itp Kwas cytrynowy jest przykładem polyprotic kwasu H 3 A, ponieważ może ona utracić trzech protonów.
Stopniowe stałe dysocjacji równowaga Kwas cytrynowy H 3 A ⇌ H 2 A − + H + p K a1 = 3,13 H 2 A − ⇌ HA 2− + H + P K a2 = 4,76 HA 2− ⇌ A 3− + H + p K a3 = 6,40
Kiedy różnica pomiędzy kolejnymi p K a wartość jest mniejsza niż około 3, nie pokrywają się w przedziale pH egzystencji danego gatunku w równowadze. Im mniejsza różnica, tym większe nakładanie się. W przypadku kwasu cytrynowego nakładanie się jest duże i roztwory kwasu cytrynowego są buforowane w całym zakresie pH 2,5 do 7,5.
Obliczenie pH za pomocą kwasu poliprotonowego wymaga wykonania obliczeń specjacji . W przypadku kwasu cytrynowego oznacza to rozwiązanie dwóch równań bilansu masy:
C stężenie analityczną kwasu C H stężenie analityczne dodanych jonów wodorowych, β Q są łączne Stałe asocjacji . K w jest stałą samojonizacji wody . Istnieją dwa nieliniowe równania równoczesne w dwóch nieznanych wielkościach [A 3- ] i [H + ]. Dostępnych jest wiele programów komputerowych do wykonywania tych obliczeń. Wykres specjacji dla kwasu cytrynowego wykonano za pomocą programu HySS.
NB Numeracja skumulowanych stałych całkowitych jest odwrotnością numeracji stopniowych stałych dysocjacji.
- Związek między skumulowanymi wartościami stałej asocjacji (β)
a wartościami stopniowej stałej dysocjacji (K) dla kwasu trójzasadowego.
równowaga Relacja A 3− + H + ⇌ AH 2+ Log β 1 = pk a3 A 3- + 2H + ⇌ AH 2 + Log β 2 = pk a2 + pk a3 A 3- + 3H + ⇌ AH 3 Log β 3 = pk a1 + pk a2 + pk a3
Skumulowane stałe asocjacyjne są używane w programach komputerowych ogólnego przeznaczenia, takich jak ten używany do uzyskania powyższego wykresu specjacji.
Zobacz też
- Równanie Hendersona-Hasselbalcha
- Środek buforujący
- Bufory towaru
- Efekt wspólnego jonu
- Bufor jonów metali
- Mineralny bufor redox
Bibliografia
Zewnętrzne linki
„Bufory biologiczne” . Urządzenia REACH.