1
MECHANIZM DZIAA
ANIA ROZTWORÓW BUFOROWYCH.
Na zajęciach koła chemicznego postanowiłam poszerzyć i utrwalić wiedzę młodzieży na
temat roztworów buforowych. Zauważyłam, że to zagadnienie sprawia uczniom wiele
trudności. Mają oni problemy z rozwiązywaniem zadań, brakuje im informacji na temat
występowania i zastosowania buforów. Podczas spotkań, wiadomości teoretyczne staraliśmy
się potwierdzić doświadczeniami chemicznymi. Uczniowie sami sporządzili odpowiednie
roztwory buforowe i zbadali ich właściwości. Prócz tego wykonali w programie MS Excel
symulacje komputerowe pozwalające obliczyć pH buforu, pojemność buforową, zmiany pH
buforu i jego pojemności po dodaniu kwasu lub zasady.
1. Skład roztworów buforowych.
Roztwory buforowe, zwane też buforami lub moderatorami odgrywają bardzo ważną rolę
w procesach biochemicznych organizmów roślinnych i zwierzęcych, zapewniając ściśle
określoną kwasowość środowiska, zmienną w bardzo wąskim zakresie.
Bufory mają również znaczenie w chemii analitycznej oraz w wielu procesach
technologicznych np. w fermentacji, w galwanicznych pokryciach metali.
Buforowaniem nazywamy zdolność utrzymywania stałych wartości pH. Roztworem
buforowym jest więc roztwór, którego pH zmienia się w niewielkim stopniu przez
rozcieńczanie lub przez dodatek niewielkich ilości kwasu lub zasady.
Roztwory buforowe są  pierwszą linią obrony przed zmianą odczynu płynów
ustrojowych, takich jak krew czy płyn rdzeniowo-mózgowy. Tą dużą stałość pH nazywamy
homeostazą. Każde większe odchylenie od podanych wartości fizjologicznych znamionuje
stany patologiczne. Wartość pH krwi różna o 0,3 jednostki od wartości optymalnej jest  nie
do pogodzenia z życiem .
Roztwory buforowe to najczęściej równomolowe mieszaniny składające się:
a) ze słabego kwasu i soli tego kwasu z mocną zasadą ,
b) ze słabej zasady i soli tej zasady z mocnym kwasem,
c) z dwóch soli o różnej kwasowości.
WedÅ‚ug teorii Brönsteda i Lowry ego buforami sÄ… zatem roztwory sÅ‚abych kwasów
i sprzężonych z nimi zasad albo roztwory słabych zasad i sprzężonych z nimi kwasów.
Przykłady roztworów buforowych:
Kwas Brönsteda Zasada Brönsteda
CH3COOH CH3COO-
H2CO3 HCO3-
H3PO4 H2PO4-
H2PO4- HPO42-
NH4+ NH3
RNH3+ RNH2
Sól aminy Amina
Tabela 1
Kwas  protonodawca
Zasada  protonobiorca
Poza tym stosowane są do różnych celów roztwory buforowe bardziej złożone np.
Na2CO3 + H3BO3 + KCl i szereg innych.
2
2. pH roztworów buforowych.
W buforze typu słaby kwas i jego sól z mocną zasadą, mamy słabo zdysocjowany kwas:
HA + H2O H3O+ + A- ,
którego stała dysocjacji wyraża się wzorem:
[H3O+] * [A-]
Kk =
[HA]
Sól natomiast jest oczywiście dobrze zdysocjowana. Obecność tej soli powoduje znaczne
zmniejszenie stopnia dysocjacji słabego kwasu ze względu na wzrost stężenia anionu. Można
wtedy przyjąć, że w stanie równowagi stężenie kwasu [HA] będzie się praktycznie równało
całkowitemu stężeniu kwasu Ck, a stężenie jego anionu [A-] całkowitemu stężeniu dodanej
soli Cs. StÄ…d:
[HA] Ck
[H3O+] = Kk * = Kk *
[A-] Cs
Po zlogarytmowaniu i pomnożeniu obu stron równania przez  1 otrzymujemy tak zwane
równanie Hendersona-Hasselbacha:
Ck
pH = pKk  log
Cs
Podobnie postępuje się w celu wyznaczenia wzoru na pH buforu zbudowanego ze słabej
zasady i soli tej zasady z mocnym kwasem. W efekcie otrzymujemy:
Cz
[OH] = Kz *
Ck
KH2O* Cz
[H3O+] =
Kz* Ck
Cz
pH = 14  pKz + log
Cs
1. Wpływ kwasu na pH buforów.
Dodając niewielkie ilości rozcieńczonego kwasu solnego do mieszaniny CH3COONa -
CH3COOH spowodujemy, że jony H+ pochodzące z całkowicie zdysocjowanego HCl będą
reagowały z jonami CH3COO- pochodzącymi z octanu sodu, stanowiącego składnik roztworu
buforowego, przez co powstanie bardzo słabo dysocjujący CH3COOH. Pochodzące z HCl
jony H+ zostały w ten sposób  wyłapane i nie zmieniło się ich stężenie w roztworze
buforowym.
A- + H3O+ HA + H2O
A- - aniony soli
H3O+ - kationy kwasu
HA  słaby elektrolit.
3
Przykład:
Wyliczenie zmiany pH roztworu buforowego zawierajÄ…cego 0,1 mola CH3COOH i 0,1 mola
CH3COONa w 1 dm3 roztworu po wprowadzeniu do niego 0,01 mola HCl. Kk = 1,8* 10-5.
Ck
pH = pKk  log
Cs
0,1
pH = 4,74  log pH = 4,74
0,1
CH3COO- + HCl CH3COOH + Cl-
Ck = 0,1 + 0,01 = 0,11 [mol/dm3]
Cs = 0,1 - 0,01 = 0,09 [mol/dm3]
pH = pK  log 0,11/0,09
pH = 4,74  0,09
pH = 4,65
Po dodaniu do 1 dm3 buforu octanowego 0,01 mola HCl pH buforu zmniejszyło się o 0,09
jednostki pH (4,74  4,65).
2. Wpływ zasady na pH buforów.
Dodając do buforu octanowego niewielkie ilości NaOH, spowodujemy, że wodorotlenek
sodowy zostanie zobojętniony przez znajdujący się w roztworze kwas octowy i powstanie
octan sodu, który praktycznie nie zmieni wartości pH buforu. W wyniku tego procesu zniknie
pewna ilość CH3COOH, ale ponieważ tylko jedna cząsteczka na sto cząsteczek tego kwasu
wnosi jakiś wkład do stężenia jonów wodorowych, wobec tego zniknięcie niewielkich ilości
kwasu octowego nie wpłynie na wartość pH. Dodatek zasady będzie również buforowany
przez roztwór buforowy.
OH- + HA A- + H2O
Z wyliczeń wynika, że po dodaniu 0,01 mola NaOH do roztworu buforowego identycznego
jak poprzednio, pH zwiększy się tylko o 0,09.
3. Wpływ rozcieńczania na pH buforów.
Z równania Hendersona-Hasselbacha wynika, że pH roztworu buforowego nie zmienia się
podczas rozcieńczania, ponieważ rozcieńczenie zmienia stężenie obu składników buforu
w takim samym stosunku. W praktyce laboratoryjnej można przyjąć, że przy niewielkich
zmianach stężeń tj. przy nieznacznym rozcieńczeniu buforu, jego pH nie zmienia się.
4. Wpływ kwasu na pH wody.
Jeżeli do jednego dm3 wody dodamy 0,01 mola HCl to pH zmienia się o 5 jednostek,
z pH=7 dla wody do pH=2.
5. Pojemność buforowa.
Zdolność buforowania roztworu może być określona za pomocą wielkości zwanej
pojemnoÅ›ciÄ… buforowÄ… oznaczanÄ… symbolem ². Pojemność buforowa jest to liczba moli
mocnej zasady lub kwasu, która musi być dodana do 1 litra roztworu, aby spowodować
zmianę pH o jednostkę. Pojemność buforowa wyraża się wzorem:
² = "B/"pH
gdzie: "B - dodana ilość mocnej zasady (w molach/litr)
"pH  przyrost pH
4
Jeżeli do roztworu buforowego wprowadzono mocny kwas, to we wzorze należy umieścić
znak minus.
Przykład:
Wprowadzenie 0,001 mola HCl do 1 litra buforu amonowego spowodowało obniżenie pH
o 0,01 jednostki. Pojemność buforowa tego roztworu będzie wynosić:
² = -0,001/-0,01 = 0,1 [mol/l]
W miarę zwiększania ilości dodawanego kwasu lub zasady pojemność buforowa
zmniejsza się i staje się równa zeru, ponieważ cała zawarta w buforze sól zmieni się w słaby
kwas lub też cały słaby kwas zostanie przeprowadzony w sól. Największą pojemność
buforową mają roztwory, w których stosunek stężeń soli i kwasu (ewentualnie zasady) jest
równy jedności. Dla takich roztworów pH = pKk lub pH = pKz, gdzie Kk lub Kz oznacza
odpowiednio stałą dysocjacji słabego kwasu lub słabej zasady.
Pojemność buforowa jest równa 1 wówczas, gdy dodanie 1 mola kwasu (zasady) do 1 litra
roztworu buforowego spowoduje zmianÄ™ pH tego roztworu o jednÄ… jednostkÄ™.
Pojemność buforowa zależy również od stężenia roztworu buforowanego. Im większe jest
stężenie buforu, tym większa jest jego pojemność buforowa. Wynika to ze wzoru van Slyke a:
Kk* [H3O+]
² = 2,303 * C *
(Kk + [H3O+])2
gdzie: Kk  stała dysocjacji kwasu
C  ogólne stężenie buforu (C = [HA] + [A-])
Dla danego stężenia C maksymalna wartość pojemności buforowej (przy pH = pKk)
wyraża się więc uproszczonym wzorem:
² = 0,58 * C
Rozcieńczenie buforów jest niekorzystne. Nie wpływa na pH, ale zmniejsza ich
pojemność.
Zmiana pH wody i roztworów buforowych
Bufor octanowy Bufor amonowy
Woda Ck=0,1mol/dm3 Cz=0,1mol/dm3
Cs=0,1mol/dm3 Cs=0,1mol/dm3
pH poczÄ…tkowe pH = 7 pH = 4,74 pH = 9,26
pH po dodaniu 0,01 pH = 2 Ck+0,01 Cz-0,01
mola HCl na 1 dm3 pH = pK  log pH=14-pK+log
roztworu Cs-0,01 Cs+0,01
pH = 4,65 pH = 9,17
Zmiana pH "pH = 7-2 = 5 "pH = 4,74 - 4,65=0,09 "pH = 9,26-9,17=0,09
Równanie reakcji HCl H+ + Cl- CH3COONa+HCl=CH3COOH+NaCl NH4OH+HCl=NH4Cl+H2O
pH po dodaniu 0,01 pH = 12 Ck-0,01 Cz+0,01
mola NaOH na pH = pK  log pH=14-pK+log
1 dm3 roztworu Cs+0,01 Cs-0,01
pH = 4,83 pH = 9,36
Zmiana pH "pH = 7-12 = -5 "pH = 4,74 - 4,83 =-0,09 "pH = 9,26-9,35=-0,09
Równanie reakcji NaOH Na++OH- CH3COOH+NaOH=CH3COONa+H2O NH4Cl+NaOH=NH4OH+NaCl
Tabela 2
5
Zależność pH buforu octanowego od ilości dodanego kwasu - symulacja
CHCl= 0,25mol/dm3
Ck= 0,1mol/dm3
Cs= 0,1mol/dm3
Vp= 20cm3
pHp= 4,74
pKkw= 4,74
lp Vk nk Vb nk/l=ck'=cs' cs-cs' Vk/l pH pHp-pH pojemność
[cm3] [mol] [cm3] [mol/dm3] [mol/dm3] [cm3] [mol/dm3]
1 1 0,0003 21 0,0119 0,0881 50 4,636 0,104 0,115
2 2 0,0005 22 0,0227 0,0773 100 4,539 0,201 0,113
3 3 0,0008 23 0,0326 0,0674 150 4,446 0,294 0,111
4 4 0,0010 24 0,0417 0,0583 200 4,355 0,385 0,108
5 5 0,0013 25 0,0500 0,0500 250 4,263 0,477 0,105
6 6 0,0015 26 0,0577 0,0423 300 4,169 0,571 0,101
7 7 0,0018 27 0,0648 0,0352 350 4,069 0,671 0,097
8 8 0,0020 28 0,0714 0,0286 400 3,962 0,778 0,092
9 9 0,0023 29 0,0776 0,0224 450 3,841 0,899 0,086
10 10 0,0025 30 0,0833 0,0167 500 3,699 1,041 0,080
11 11 0,0028 31 0,0887 0,0113 550 3,517 1,223 0,073
12 12 0,0030 32 0,0938 0,0063 600 3,249 1,491 0,063
13 13 0,0033 33 0,0985 0,0015 650 2,623 2,117 0,047
14 14 0,0035 34 0,1029 -0,0029 700 2,531 2,209 0,047
15 15 0,0038 35 0,1071 -0,0071 750 2,146 2,594 0,041
16 16 0,0040 36 0,1111 -0,0111 800 1,954 2,786 0,040
17 17 0,0043 37 0,1149 -0,0149 850 1,828 2,912 0,039
Tabela 3
6
Zależność pH buforu octanowego od ilości dodanej zasady - symulacja
CNaOH= 0,25mol/dm3
Ck= 0,1mol/dm3
Cs= 0,1mol/dm3
Vp= 20cm3
pHp= 4,74
pKkw= 4,74
lp Vz nz Vb nz/l=ck'=cs' ck-ck' Vz/l pH pH-pHp pojemność
[cm3] [mol] [cm3] [mol/dm3] [mol/dm3] [cm3] [mol/dm3]
1 1 0,0003 21 0,0119 0,0881 50 4,844 0,104 0,115
2 2 0,0005 22 0,0227 0,0773 100 4,941 0,201 0,113
3 3 0,0008 23 0,0326 0,0674 150 5,034 0,294 0,111
4 4 0,0010 24 0,0417 0,0583 200 5,125 0,385 0,108
5 5 0,0013 25 0,0500 0,0500 250 5,217 0,477 0,105
6 6 0,0015 26 0,0577 0,0423 300 5,311 0,571 0,101
7 7 0,0018 27 0,0648 0,0352 350 5,411 0,671 0,097
8 8 0,0020 28 0,0714 0,0286 400 5,518 0,778 0,092
9 9 0,0023 29 0,0776 0,0224 450 5,639 0,899 0,086
10 10 0,0025 30 0,0833 0,0167 500 5,781 1,041 0,080
11 11 0,0028 31 0,0887 0,0113 550 5,963 1,223 0,073
12 12 0,0030 32 0,0938 0,0063 600 6,231 1,491 0,063
13 13 0,0033 33 0,0985 0,0015 650 6,857 2,117 0,047
14 14 0,0035 34 0,1029 -0,0029 700 11,469 6,729 0,015
15 15 0,0038 35 0,1071 -0,0071 750 11,854 7,114 0,015
16 16 0,0040 36 0,1111 -0,0111 800 12,046 7,306 0,015
17 17 0,0043 37 0,1149 -0,0149 850 12,172 7,432 0,015
18 18 0,0045 38 0,1184 -0,0184 900 12,265 7,525 0,016
Tabela 4
7
7. Występowanie buforów w organizmie człowieka.
1) Układy buforowe krwi.
We krwi działają jednocześnie trzy układy buforowe.
1. Kwas węglowy i wodorowęglan
2. Kwas fosforowy i wodorofosforan
3. Białka i aniony białek.
Krew spełnia główną rolę w wydalaniu jonów wodorowych. Wytworzony w tkankach
CO2 nie zakwasza osocza krwi dzięki buforującemu działaniu układu hemoglobinowego
HbO2/HHb.
Hemoglobina usuwa wolne jony wodorowe powstałe w reakcji:
CO2 + H2O H3O+ + HCO3-
tworząc sprotonowaną hemoglobinę, uwalniając równoważną liczbę moli HCO3-.
H3O+ +Hb- HHb + H2O
H3O+ +HbO2- HHb + H2O +O2
Reakcje te zachodzą w krwinkach czerwonych. Niewielkie ilości jonów wodorowych,
jakie powstają w skutek rozpuszczenia CO2 w osoczu są z dostateczną wydajnością
buforowane przez układ białczanowy osocza, białko-/białko-H.
H3O+ + białko- białko-H + H2O
W osoczu najbardziej podstawowe znaczenie ma układ wodorowęglanowy HCO3- / CO2
stanowiący 72% całej pojemności buforowej krwi. Ośrodek oddechowy reguluje w tym
buforze ciśnienie cząstkowe CO2, a nerka stężenie zasady [HCO3-]. Wiązanie lub oddawanie
jonów wodorowych obniża pojemność buforową danego układu, dlatego istnieje potrzeba
regeneracji zużywających się układów buforowych. Proces ten zachodzi w nerkach i płucach,
a w warunkach chorobowych także w układzie kostnym i pokarmowym.
Wpływ herbaty z cytryną na organizm człowieka.
Picie herbaty zakwaszonej cytrynÄ… powoduje przyspieszenie oddechu, a w rezultacie
sapanie. Cechą charakterystyczną wszystkich organizmów żywych jest zdolność
utrzymywania odczynu płynów ustrojowych bez zmiany. Od tego zależy w decydującym
stopniu normalna praca organizmu. Układy buforowe reagują natychmiast na wszelkie
zmiany odczynu i wyrównują pH. Krew ludzka zdrowego organizmu ma stałe pH = 7,35.
Składnikiem buforującym jest między innymi kwaśny węglan sodowy. Jeśli nastąpi nagły
dopływ substancji zakwaszających do krwi, zachodzi ich szybka reakcja z wodorowęglanem
sodowym, przy czym wydziela się wolny dwutlenek węgla.
RCOOH + NaHCO3 RCOONa + H2O + CO2
Centra oddechowe reagujÄ… natychmiast na zakwaszenie krwi wydalajÄ…c przez szybki
oddech nadmiar dwutlenku węgla.
2) Układ buforowy kości.
Kości magazynują dużą ilość zasad, które w razie potrzeby mogą wiązać nadmiar jonów
wodorowych. W procesie osteogenezy powstaje hydroksyapatyt zawierajÄ…cy dodatkowo
pewną ilość węglanów i cytrynianów, które z powodu powierzchniowego umiejscowienia
w kościach ulegają łatwo wymianie i mogą być użyte do wiązania jonów wodorowych.
8
CZ
ŚĆ DOŚWIADCZALNA
Doświadczenie 1
Wyznaczanie pojemności buforu octanowego.
Aparatura i przyrzÄ…dy:
Zlewki o pojemności 250 cm3
Pipety o pojemności 25 cm3
Pehametr cyfrowy typu Cp215
Elektroda szklana
Odczynniki:
Bufor octanowy (0,2-molowy CH3COOH i 0,2-molowy CH3COONa)
Roztwór 0,25-molowy HCl
Roztwór 0,25-molowy NaOH
Wykonanie:
Sporządzić 40 cm3 roztworu buforu octanowego, w którym stężenia CH3COOH
i CH3COONa są równe i wynoszą 0,1 mol/dm3. (Zmieszać po 20 cm3 0,2  molowego
CH3COOH i 0,2  molowego CH3COONa). Podzielić sporządzony roztwór na dwie równe
porcje. Otrzymany roztwór powinien mieć pH = 4,74 (jeżeli wskazania pehametru różnią się
od powyższej wartości, należy ustawić pehametr na wartość 4,74).
I Do jednej porcji buforu (20 cm3) dodać 1 cm3 0,25  molowego roztworu HCl
i zmierzyć pH roztworu. Powtórzyć tę czynność piętnastokrotnie mierząc pH roztworu po
dodaniu każdej następnej porcji (po 1 cm3).
Obserwacje:
Dodanie do buforu octanowego porcjami po 1 cm3 roztworu HCl powoduje, że pH buforu
poczÄ…tkowo zmniejsza siÄ™ nieznacznie od 4,74 do 3,65, a potem coraz bardziej do pH =2.
Wnioski:
Przy nadmiarze mocnego kwasu cała sól zostaje zobojętniona, a na pH ma wpływ tylko
mocny kwas. PoczÄ…tkowa pojemność buforu ² = 0,119 maleje stopniowo w miarÄ™ dodawania
kwasu. Wyznaczona pojemność, jak i pomiary pH są zbliżone do wartości obliczonych
teoretycznie.
II Do drugiej porcji buforu (20 cm3) dodać 1 cm3 0,25-molowego roztworu NaOH
i zmierzyć pH podobnie jak w pierwszej części doświadczenia.
Obserwacje:
Wyniki umieszczone sÄ… w tabeli 3
Wnioski:
Dodanie do buforu octanowego porcjami roztworu NaOH powoduje, że pH roztworu
początkowo zmienia się nieznacznie, a po dodaniu większej ilości zasady wartość pH rośnie
do około 12. Oznacza to, że gdy cały kwas został zobojętniony na pH ma wpływ dodawana
mocna zasada. Największą wartość ma pojemność buforowa gdy stosunek stężenia zasady do
stężenia soli jest zbliżony do 1. Im więcej ten stosunek jest mniejszy od jedności tym bardziej
pojemność maleje. Wyniki doświadczenia są zbliżone do obliczeń teoretycznych.
9
Zależność pH buforu octanowego od ilości dodanego kwasu - wyniki doświadczalne
CHCl= 0,25mol/dm3
Ck= 0,1mol/dm3
Cs= 0,1mol/dm3
Vp= 20cm3
pHp= 4,74
lp Vk nk Vb nk/l=ck'=cs' Vk/l pH pHp-pH pojemność
[cm3] [mol] [cm3] [mol/dm3] [cm3] [mol/dm3]
1 1 0,00025 21,0 0,012 50,0 4,64 0,10 0,119
2 2 0,00050 22,0 0,023 100,0 4,54 0,20 0,114
3 3 0,00075 23,0 0,033 150,0 4,45 0,29 0,112
4 4 0,00100 24,0 0,042 200,0 4,29 0,45 0,093
5 5 0,00125 25,0 0,050 250,0 4,19 0,55 0,091
6 6 0,00150 26,0 0,058 300,0 3,96 0,78 0,074
7 7 0,00175 27,0 0,065 350,0 3,65 1,09 0,059
8 8 0,00200 28,0 0,071 400,0 3,22 1,52 0,047
9 9 0,00225 29,0 0,078 450,0 2,72 2,02 0,038
10 10 0,00250 30,0 0,083 500,0 2,43 2,31 0,036
11 11 0,00275 31,0 0,089 550,0 2,29 2,45 0,036
12 12 0,00300 32,0 0,094 600,0 2,2 2,54 0,037
13 13 0,00325 33,0 0,098 650,0 2,12 2,62 0,038
14 14 0,00350 34,0 0,103 700,0 2,08 2,66 0,039
15 15 0,00375 35,0 0,107 750,0 2,03 2,71 0,040
16 16 0,00400 36,0 0,111 800,0 1,97 2,77 0,040
Tabela 5
10
Zależność pH buforu octanowego od ilości dodanej zasady - wyniki doświadczalne
CNaOH= 0,25 mol/dm3
Ck= 0,1 mol/dm3
Cs= 0,1 mol/dm3
Vp= 20 cm3
pHp= 4,74
lp Vz nz Vb nz/l=ck'=cs' Vz/l pH pH-pHp pojemność
[cm3] [mol] [cm3] [mol/dm3] [cm3] [mol/dm3]
1 1 0,0003 21 0,012 50 4,84 0,10 0,119
2 2 0,0005 22 0,023 100 4,97 0,23 0,099
3 3 0,0008 23 0,033 150 5,30 0,56 0,058
4 4 0,0010 24 0,042 200 5,25 0,51 0,082
5 5 0,0013 25 0,050 250 5,47 0,73 0,068
6 6 0,0015 26 0,058 300 5,64 0,90 0,064
7 7 0,0018 27 0,065 350 5,86 1,12 0,058
8 8 0,0020 28 0,071 400 8,27 3,53 0,020
9 9 0,0023 29 0,078 450 11,34 6,60 0,012
10 10 0,0025 30 0,083 500 11,55 6,81 0,012
11 11 0,0028 31 0,089 550 11,80 7,06 0,013
12 12 0,0030 32 0,094 600 11,91 7,17 0,013
13 13 0,0033 33 0,098 650 11,95 7,21 0,014
14 14 0,0035 34 0,103 700 11,99 7,25 0,014
Tabela 6
11
Doświadczenie 2
Wpływ rozcieńczania na pH buforu.
Aparatura i przyrzÄ…dy:
Zlewki o pojemności 250 cm3
Pipety o pojemności 25 cm3
Pehametr cyfrowy typu Cp215
Elektroda szklana
Odczynniki:
Bufor octanowy o pH = 3,72
Woda destylowana
Wykonanie:
Sprawdzić doświadczalnie, jak będzie się zmieniało pH buforu octanowego po 2-, 5-, 10-,
20- i 100-krotnym rozcieńczaniu.
Obserwacje:
n-krotne rozcieńczanie pH buforu "pH = (pHo  pH)
2 3,74 +0,02
5 3,75 +0,03
10 3,81 +0,09
20 3,90 +0,18
100 4,07 +0,35
Wniosek:
Rozcieńczanie roztworu buforowego w zasadzie nie wpływa na jego wartość pH.
Doświadczenie 3
Wpływ zmiany stosunku stężeń kwasu i soli na pH roztworów buforowych.
Aparatura i przyrzÄ…dy:
Probówki
pipety o pojemności 10 cm3.
Odczynniki:
CH3COOH o stężeniu 1 mol/dm3
CH3COONa o stężeniu 1 mol/dm3
Czerwień metylowa
Oranż metylowy
Bufor o pH = 4
Bufor o pH = 6
Wykonanie:
a) Do 1 cm3 1 molowego roztworu kwasu octowego dodać 2,5 cm3 1 molowego
roztworu octanu sodu, dobrze wymieszać i dodać dwie krople czerwieni metylowej.
Porównać barwę badanego roztworu z barwą  skali .  Skalę sporządza się dodając
po dwie krople wskaz
nika, czerwieni metylowej i osobno oranżu metylowego do
wcześniej przygotowanych roztworów buforowych o pH = 4 i pH = 6. Do
sporządzenia  skali używać po około 0,5 cm3roztworu buforu.
b) Sporządzić octanowy roztwór buforowy o innym stosunku stężeń kwasu i soli niż
w punkcie a. W tym celu zmieszać 0,5 cm3 1 molowego roztworu CH3COONa z 2,5
cm3 1 molowego roztworu CH3COONH. Roztwór dokładnie wymieszać, dodać 2
krople oranżu metylowego i oznaczyć pH mieszaniny porównując jej barwę
z roztworami  skali o pH = 4 i pH = 6.
12
Skala
bufor o pH = 4 bufor o pH = 6
+ czerwień metylowa + czerwień metylowa
Roztwór badany
Ck/Cs = 1/2,5 pH ~5
Skala
bufor o pH = 4 bufor o pH = 6
+oranż metylowy +oranż metylowy
Ck/Cs = 1/ 0,2 pH ~ 4
Wniosek:
Stosunek stężeń kwasu do soli w roztworze buforowym ma wpływ na pH roztworu
buforowego. Większe stężenie kwasu powoduje zmniejszenie pH roztworu buforowego.
13
PODSUMOWANIE
Roztwory buforowe odgrywają dużą rolę zarówno w przyrodzie jak i w praktyce
chemicznej. Wiele procesów przebiega w sposób optymalny przy określonej wartości pH.
Gdy w procesach takich powstają kwasy lub zasady, muszą one być w układzie buforowym
 wychwycone .
W procesach przemiany materii powstają nieprzerwanie duże ilości kwasów, np. kwasu
węglowego i mlekowego, a także zasad. Buforujące działanie płynów ustrojowych zapobiega
niebezpiecznym dla organizmu zmianom pH.
Cechą charakteryzującą roztwory buforowe jest ich pojemność, która mówi, ile można
dodać do buforu moli kwasu lub zasady, aby zmienić wartość pH o jednostkę. Największą
pojemność wykazują roztwory buforowe składające się z równomolowych ilości kwasu i
sprzężonej z nim zasady.
Rozcieńczanie buforu praktycznie nie wpływa na zmianę jego pH. Rozcieńczanie zmienia
stężenie obydwu składników buforu w takim samym stosunku. Zmniejszeniu ulega jednak
pojemność buforowa. Właściwości roztworów buforowych wykorzystuje się podczas
wytrącania osadów. Bufory powodują utrzymanie odpowiedniego pH roztworu, uzyskanie
całkowitego wytrącenia osadu, uzyskanie w ogóle osadu.
Stosunek stężeń składników buforu ma istotny wpływ na jego pH.
Sporządzone roztwory buforowe wykorzystane zostały do kalibrowania pehametru. Dzięki
temu można było wykorzystać to urządzenie do przeprowadzenia alkacymetrycznego
miareczkowania Coca-coli i do badania buforów. Wyniki przeprowadzonych doświadczeń
były bardzo zbliżone do sporządzonych w MS Excel symulacji komputerowych.
Dzięki poszerzeniu wiedzy teoretycznej, zajęciom laboratoryjnym i pracy z arkuszem
kalkulacyjnym, młodzież z większym zrozumieniem zaczęła podchodzić do zagadnienia
buforów. Zebrane informacje znalazły zastosowanie na lekcjach chemii podczas obliczeń
chemicznych lub doświadczeń i na lekcjach biologii.
LITERATURA
1.  Chemia dla studentów medycyny , Klaus Beyermann, PZWL, Warszawa 1983.
2.  Chemia i życie , Jerzy Stobiński, Instytut Wydawniczy Nasza Księgarnia 1974.
3.  Aparatura kontrolno-pomiarowa w przemyśle chemicznym Praca zbiorowa.
WSiP, Warszawa 1993.
4.  Pracownia chemiczna. Analiza jakościowa , Szczęsny, Rosołowski, WSiP
Warszawa 1997.
Opracowała:
mgr inż. Renata Gawron
Częstochowa 2005 rok