Katedra i Zakład Chemii Medycznej

- 1 -

Ćwiczenie 6: Bufory

Wiele reakcji chemicznych i procesów biologicznych przebiega prawidłowo tylko przy

określonej wartości pH środowiska. Np.: pH soku żołądkowego wynosi około 1 i niewielkie zmiany
mogą być przyczyną zaburzenia trawienia. Wartość pH ma wpływ na wzrost roślin, drobnoustrojów,
aktywność enzymów oraz przebieg procesów przemysłowych. Mieszaniny, które posiadają zdolność
zachowania stałego pH, nazywane są buforami.

Roztwory buforowe (moderatory) mogą być mieszaninami:

1) słabych kwasów i ich soli z mocnymi zasadami, np. bufor octanowy: (CH

3

COOH + CH

3

COONa)

2) słabych zasad i ich soli z mocnymi kwasami, np. bufor amonowy:

(NH

3

·H

2

O

+ NH

4

Cl)

3) soli kwasów wieloprotonowych, np. bufor fosforanowy:

(NaH

2

PO

4

+ Na

2

HPO

4

)

4) bufor może także tworzyć substancja, w której budowie znajdują się zarówno grupy o charakterze

kwasowym, jak i zasadowym, np. białko może zawierać zasadowe grupy NH

2

i kwasowe COOH

5) właściwości buforów mogą także wykazywać stężone roztwory mocnych kwasów lub mocnych

zasad.

Mechanizm działania i pH buforu octanowego

Bufor octanowy jest mieszaniną kwasu octowego (CH

3

COOH) i octanu sodu (CH

3

COONa).

Kwas octowy dysocjuje wg równania:

CH

3

COOH



CH

3

COO

-

+ H

+

a jego stała dysocjacji kwasowej ma postać

[H

+

] · [CH

3

COO

-

]

K

a

=

[CH

3

OOH]

Dysocjację octanu sodu przedstawia równanie:

CH

3

COONa



CH

3

COO

-

+ Na

+

Jeżeli do tak sporządzonej mieszaniny dodamy mocnego kwasu, wówczas nadmiar jonów

wodorowych zostanie związany przez jony octanowe, a produktem reakcji będzie słabo zdysocjowany
kwas octowy:

CH

3

COO

-

+ H

+



CH

3

COOH

Po wprowadzeniu mocnej zasady nadmiar jonów wodorotlenowych zostanie usunięty w wyniku

zajścia reakcji:

CH

3

COOH

+ OH

-



CH

3

COO

-

+ H

2

O

Octan sodu jako mocny elektrolit zdysocjowany jest całkowicie. Dysocjacja słabego elektrolitu

kwasu octowego zostaje cofnięta wskutek wprowadzenia do roztworu dużej ilości jonów octanowych
pochodzących z dysocjacji CH

3

COONa. Stężenie molowe części niezdysocjowanej kwasu można

zatem uznać za równe jego całkowitemu stężeniu [CH

3

OOH] = C

a

, natomiast stężenie jonów

octanowych za równe stężeniu soli [CH

3

OO

-

] = C

s

.

Wzór na stałą dysocjacji przyjmie wtedy postać:

[H

+

] · C

s

K

a

=

C

a

skąd

K

a

· C

a

[H

+

] =

C

s

Podstawiając
pH = -log [H

+

] i pK

a

= -log

K

a

otrzymujemy wzór na pH buforu octanowego, tzw. równanie Hendersona-

Hasselbalcha

Katedra i Zakład Chemii Medycznej

- 2 -

C

a

C

s

pH = pK

a

- log lub pH = pK

a

+ log

C

s

C

a

Mechanizm działania i pH buforu amonowego

Bufor amonowy jest mieszaniną amoniaku (NH

3

·H

2

O) i chlorku amonu (NH

4

Cl).

Amoniak ulega reakcji z wodą wg równania:

NH

3

+ H

2

O



NH

4

+

+ OH

-

Reakcję tę należy traktować jako swego rodzaju „dysocjację” amoniaku i w dalszych rozważaniach
stosować wzór na stałą dysocjacji

[NH

4

+

] · [OH

-

]

K

b

=

[NH

3

] · [H

2

O]

Ponieważ [H

2

O] w roztworze wodnym jest wielkością stałą, a zatem

[NH

4

+

] · [OH

-

]

K

b

=

[NH

3

]

Dysocjację chlorku amonu przedstawia równanie:

NH

4

Cl



NH

4

+

+ Cl

-

Jeżeli do tak sporządzonej mieszaniny dodamy mocnego kwasu, wówczas nadmiar jonów

wodorowych zostanie związany przez cząsteczki amoniaku, a produktem reakcji będzie jon amonowy:

NH

3

+ H

+



NH

4

+

Po wprowadzeniu mocnej zasady nadmiar jonów wodorotlenowych zostanie usunięty w wyniku

zajścia reakcji:

NH

4

+

+ OH

-



NH

3

+ H

2

O

której produktem jest słabo dysocjujący amoniak.

Chlorek amonu jako mocny elektrolit zdysocjowany jest całkowicie. Dysocjacja słabego

elektrolitu, jakim jest amoniak, zostaje cofnięta wskutek wprowadzenia do roztworu dużej ilości
jonów amonowych pochodzących z dysocjacji NH

4

Cl.

Stężenie molowe części niezdysocjowanej amoniaku można zatem uznać za równe całkowitemu

stężeniu tej substancji [NH

3

]

= C

b

natomiast stężenie jonów amonowych za równe stężeniu soli

[NH

4

+

] = C

s

Wzór na stałą dysocjacji przyjmie wtedy postać:

[OH

-

] · C

s

K

b

=

C

b

skąd

K

b

· C

b

[OH

-

] =

C

s

Podstawiając:
pOH = -log

[OH

-

] i pK

b

= -log

K

b

otrzymujemy wzór na pOH

C

b

pOH = pK

b

– log

C

s

a następnie na pH buforu amonowego

C

b

pH = 14 - pOH = 14 – pK

b

+ log

C

s

Katedra i Zakład Chemii Medycznej

- 3 -

Mechanizm działania i pH buforu fosforanowego

Bufor fosforanowy jest mieszaniną diwodorofosforanu(V) sodu (NaH

2

PO

4

) i wodorofosforanu(V)

sodu (Na

2

HPO

4

).

Drugi etap dysocjacji kwasu fosforowego(V) H

3

PO

4

przedstawia równanie:

H

2

PO

4

-



HPO

4

2-

+ H

+

a jego druga stała dysocjacji kwasowej ma postać

[H

+

] · [HPO

4

2-

]

K

a2

=

[H

2

PO

4

-

]

Dysocjację diwodorofosforanu(V) sodu przedstawia równanie:

NaH

2

PO

4



H

2

PO

4

-

+ Na

+

natomiast wodorofosforanu(V) sodu

Na

2

HPO

4



HPO

4

2-

+ 2Na

+

Jeżeli do tak sporządzonej mieszaniny dodamy mocnego kwasu, wówczas nadmiar jonów

wodorowych zostanie związany przez jony HPO

4

2-

HPO

4

2-

+ H

+



H

2

PO

4

-

Po wprowadzeniu mocnej zasady nadmiar jonów wodorotlenowych zostanie usunięty w wyniku

zajścia reakcji:

H

2

PO

4

-

+ OH

-



HPO

4

2-

+ H

2

O

Ponieważ oba fosforany jako sole dobrze rozpuszczalne w wodzie są zdysocjowane całkowicie,

możemy przyjąć, że stężenie molowe jonów H

2

PO

4

-

jest równe stężeniu NaH

2

PO

4

, natomiast stężenie

molowe jonów HPO

4

2-

jest równe stężeniu Na

2

HPO

4

.

Wzór na stałą dysocjacji przyjmie wtedy postać:

[H

+

] · [Na

2

HPO

4

]

K

a2

=

[NaH

2

PO

4

]

skąd

K

a2

· [NaH

2

PO

4

]

[H

+

] =

[Na

2

HPO

4

]

Podstawiając
pH = -log

[H

+

] i pK

a2

= -log K

a2

otrzymujemy wzór na pH buforu fosforanowego

[NaH

2

PO

4

]

[Na

2

HPO

4

]

pH = pK

a2

- log lub pH = pK

a2

+ log

[Na

2

HPO

4

]

[NaH

2

PO

4

]

Pojemność buforowa

Ze wzorów na pH poszczególnych buforów wynika, że pH zależy jedynie od stosunku stężeń

poszczególnych składników a nie od wartości tych stężeń. Stężenia składników wywierają natomiast
wpływ na tzw. pojemność buforową (



). Jest to ilość moli mocnego kwasu lub mocnej zasady, która

powoduje zmianę objętości 1 dm

3

buforu o jednostkę.



HA



BOH



= –



=



pH



pH



HA,



BOH – dodana ilość moli kwasu lub zasady do objętości 1 dm

3

buforu



pH – zmiana pH

Katedra i Zakład Chemii Medycznej

- 4 -

CZĘŚĆ PRAKTYCZNA

Sporządzanie i pomiar pH buforu

1.

Bufor węglanowy NaHCO

3

/Na

2

CO

3

Sporządzić roztwory Na

2

CO

3

i NaHCO

3

o stężeniu 0,2 mol/dm

3

:

Roztwór A - 0,2-molowy roztwór Na

2

CO

3

.

Odważyć 2,12 g bezwodnego Na

2

CO

3

lub 5,72 g Na

2

CO

3

·10H

2

O, przenieść odważkę na lejek

umieszczony w szyjce kolby miarowej o pojemności 100 cm

3

i spłukać wodą. Mieszać do całkowitego

rozpuszczenia, a następnie uzupełnić wodą do kreski.
Roztwór B - 0,2-molowy roztwór NaHCO

3

.

Odważyć 1,68 g bezwodnego NaHCO

3

, przenieść odważkę na lejek umieszczony w szyjce kolby

miarowej o pojemności 100 cm

3

i spłukać wodą. Mieszać do całkowitego rozpuszczenia, a następnie

uzupełnić wodą do kreski.

W celu otrzymania buforu o żądanym pH należy zmieszać w kolbie miarowej o pojemności 100

cm

3

ilości roztworów A i B podane w tabeli 1 i uzupełnić wodą destylowaną do kreski.

Tabela 1.

pH

Roztwór A [cm

3

]

Roztwór B [cm

3

]

9,2

2,00

23,00

9,5

6,50

18,50

9,8

11,00

14,00

10,1

15,00

10,00

10,4

19,25

5,75

2. Bufor octanowy CH

3

COOH/CH

3

COONa wg Walpole’a

Sporządzić roztwory CH

3

COOH i CH

3

COONa o stężeniu 0,2 mol/dm

3

:

Roztwór A - 0,2-molowy roztwór CH

3

COOH.

Odmierzyć za pomocą pipety miarowej 1,15 cm

3

lodowatego kwasu octowego, przenieść do kolby

miarowej o pojemności 100 cm

3

i uzupełnić wodą do kreski.

Roztwór B - 0,2-molowy roztwór CH

3

COONa.

Odważyć 1,64 g bezwodnego CH

3

COONa, przenieść na lejek umieszczony w szyjce kolby miarowej o

pojemności 100 cm

3

i spłukać wodą. Mieszać do całkowitego rozpuszczenia, a następnie uzupełnić

wodą do kreski.

Aby otrzymać bufor o żądanym pH należy zmieszać podane w tabeli 2 ilości roztworów A i B.

Tabela 2.

pH

Roztwór A [cm

3

]

Roztwór B [cm

3

]

3,6

18,5

1,5

4,0

16,4

3,6

4,4

12,6

7,4

4,8

8,0

12,0

5,2

4,2

15,8

5,6

1,9

18,1

Katedra i Zakład Chemii Medycznej

- 5 -

3. Bufor fosforanowy KH

2

PO

4

/Na

2

HPO

4

wg Michaelisa

Sporządzić roztwory KH

2

PO

4

i Na

2

HPO

4

o stężeniu 1/15 mol/dm

3

:

Roztwór A – 1/15-molowy roztwór KH

2

PO

4

.

Odważyć 0,91 g bezwodnego KH

2

PO

4

, przenieść odważkę na lejek umieszczony w szyjce kolby

miarowej o pojemności 100 cm

3

i spłukać wodą. Mieszać do całkowitego rozpuszczenia, a następnie

uzupełnić wodą do kreski.
Roztwór B – 1/15-molowy roztwór Na

2

HPO

4

.

Odważyć 1,19 g Na

2

HPO

4

·2H

2

O lub 2,39 g Na

2

HPO

4

·12 H

2

O, przenieść odważkę na lejek

umieszczony w szyjce kolby miarowej o pojemności 100 cm

3

i spłukać wodą. Mieszać do całkowitego

rozpuszczenia, a następnie uzupełnić wodą do kreski.

Aby otrzymać bufor o żądanym pH należy zmieszać podane w tabeli 3 ilości roztworów A i B.

Tabela 3.

pH

Roztwór A [cm

3

]

Roztwór B [cm

3

]

5,59

19,0

1,0

6,24

16,0

4,0

6,98

8,0

12,0

7,38

4,0

16,0

7,90

1,0

19,0

8,30

-

20,0

Oznaczanie pH nieznanego roztworu

Wykonanie:

Należy dokonać pomiaru pH otrzymanego roztworu stosując podane niżej metody:

1. Za pomocą papierka wskaźnikowego – pomiar wstępny z dokładnością do jednej jednostki

pH

Umieścić na szkiełku zegarkowym uniwersalny papierek wskaźnikowy zwilżony kroplą

badanego roztworu przeniesioną przy pomocy czystej bagietki i pozostawić na około 30 sekund.
Porównać barwę papierka ze skalą barw i ustalić pH.
2. Za pomocą wskaźnika - pomiar z dokładnością do 0,3–0,4 jednostki pH

Znając przybliżoną wartość pH otrzymanego roztworu sporządzić cztery bufory tak dobrane, aby

pH roztworu badanego znajdowało się w środku wybranego zakresu. Do każdego buforu oraz do
roztworu badanego dodać taką samą ilość wskaźnika, którego zakres zmiany barwy obejmuje pH
sporządzonych buforów. Porównać barwę roztworu badanego z barwami sporządzonych buforów o
znanym pH. Roztwory o tej samej barwie posiadają zbliżone wartości pH.
3. Za pomocą pH-metru - pomiar z dokładnością do 0,05 jednostki pH

Najdokładniej można zmierzyć pH roztworu za pomocą pH-metru. W urządzeniu tym

najważniejszy element stanowi tzw. elektroda kombinowana, którą należy umieścić w badanym
roztworze. Stanowi ją ogniwo składające się z dwóch połączonych ze sobą elektrod: pierwsza jest tzw.
elektrodą wskaźnikową, której potencjał zależny jest od pH roztworu, druga jest elektrodą
porównawczą o potencjale stałym, niezależnym od pH. Elektroda kombinowana jest połączona z
woltomierzem, który pozwala zmierzyć siłę elektromotoryczną (SEM) takiego ogniwa. Urządzenie to
posiada wbudowany układ elektroniczny dokonujący obliczeń pozwalających wyznaczyć pH
badanego roztworu na podstawie wartości zmierzonego SEM.