Buffert-lösning

Den aktuella versionen av sidan har ännu inte granskats av erfarna bidragsgivare och kan skilja sig väsentligt från versionen som granskades den 10 juli 2021; kontroller kräver 5 redigeringar .

Buffertlösningar (från engelska buffer , från buff - "soften the blow") - lösningar med en viss stabil koncentration av vätejoner , vars pH kommer att förändras lite när små mängder av en stark bas eller stark syra tillsätts dem , som såväl som när den är utspädd och koncentrerad.

Principen för drift av buffertsystem

Buffertsystem är en blandning av en syra (protondonator) och dess konjugerade bas (protonacceptor), det vill säga partiklar som skiljer sig med . Jämvikter etableras i lösningen: ${\ce {H+))$

{\ce {H2O <=> H+ + OH-}}

( autoprotolys av vatten)

{\ce {HA <=> H+ + A-}}

(syradissociation, laddningar är villkorade, baserat på antagandet att syran är en neutral molekyl)

Var och en av dessa jämvikter kännetecknas av sin egen konstant: den första är jonprodukten av vatten , den andra är syrans dissociationskonstant .

När en stark syra tillsätts till systemet protonerar den basen [1] , som ingår i buffertblandningen, och tillsatsen av en stark bas binder protoner och förskjuter den andra jämvikten mot produkterna, medan som ett resultat koncentrationen i lösningen ändras något [2] . ${\ce {H+))$

Buffertsystem

System kan användas som buffertblandningar:

svag syra och dess salt med en stark bas, till exempel acetatbuffert CH 3 COOH + CH 3 COONa

{\mathsf {CH_{3}COOH\rightleftarrows CH_{3}COO^{-}+H^{+))}

en svag bas och dess salt med en stark syra, såsom ammoniakbuffert NH 4 OH + NH 4 Cl

{\mathsf {NH_{4}OH\rightleftarrows NH_{4}^{+}+OH^{-}}}

surt salt och medelsalt av en svag syra med en stark bas, t ex karbonatbuffert Na 2 CO 3 + NaHCO 3

{\displaystyle {\mathsf {HCO_{3}^{-}\högerpil CO_{3}^{2-}+H^{+))))

Beräkning av pH-buffertsystem

pH-värdet för buffertlösningar kan beräknas med Hendersons ekvation :

För den svaga syran HA och dess salt med den starka basen BA

{\mathsf {pH=pK_{HA}+lg{\frac {C_{BA}}{C_{HA}}}}}

För den svaga basen BOH och dess salt med den starka syran BA

{\mathsf {pH=14-pK_{BOH}+lg{\frac {C_{BOH}}{C_{BA}}}}}

Till exempel, pH för en ammoniakbuffertlösning NH 4 OH + NH 4 Cl ges av:

{\mathsf {pH=14-pK_{NH_{4}OH}+lg{\frac {C_{NH_{4}OH}}{C_{NH_{4}Cl))))}

pH för en karbonatbuffertlösning uttrycks med formeln:

{\mathsf {pH=pK_{2}-lg{\frac {C_{{NaHCO_{3}}}}{C_{{Na_{2}CO_{3}}}}}}}

Bufferttank

Buffertlösningar behåller sin effekt endast upp till en viss mängd tillsatt syra, bas eller utspädningsgrad, vilket är förknippat med en förändring i koncentrationerna av dess komponenter.

En buffertlösnings förmåga att bibehålla sitt pH bestäms av dess buffertkapacitet, mängden stark syra eller bas som måste tillsättas till 1 liter av en buffertlösning för att ändra dess pH med ett. Buffertkapaciteten är ju högre, desto större koncentration av dess komponenter.

Buffertkapaciteten π bestäms av formeln

{\displaystyle \pi ={\operatörsnamn {d} \!x \över \operatörsnamn {d} \!pH))

där dx är koncentrationen av den införda starka syran (basen), dvs dess mängd , relaterad till volymen av buffertlösningen.

Buffertarea är det pH-område inom vilket buffertsystemet kan hålla ett konstant pH-värde. Vanligtvis är det lika med pK a ±1.

Biologisk roll

Buffertlösningar har stor betydelse för reaktioner i levande organismer. Till exempel, i blodet, upprätthålls konstanten av pH-värdet (kemisk homeostas) av tre oberoende buffertsystem: bikarbonat , fosfat och protein. Ett stort antal buffertlösningar är kända (ammoniakacetatbuffertlösning, fosfatbuffertlösning , boratbuffertlösning , formiatbuffertlösning, etc.).

Exempel på buffertlösningar

Anteckningar

↑ Alekseev, V.N. Kvantitativ analys / Ed. PC. Aghasyan. - Ed. 4:e, reviderad. - M.: Kemi, 1972. - 504 sid. : 24 tab., 76 bilder. s.280
↑ Lehninger A. Fundamentals of biochemistry. - Mir, 1985. - T. 1. - S. 93-96. — 367 sid.

Litteratur

Chemical Encyclopedia / Red.: Knunyants I.L. och andra - M . : Soviet Encyclopedia, 1988. - T. 1 (Abl-Dar). — 623 sid.