STRESZCZENIE ZAJĘĆ DOTYCZĄCYCH pH I BUFORÓW
1. KWAS: zdolny odłączyć proton (H+)
2. ZASADA: zdolna przyjąć proton (H+) lub odłączyć (OH-)
3. WODOROSOLE: sole kwasów wieloprotonowych, np. NaHCO3, Ca(HCO3)2
4. ILOCZYN JONOWY: iloczyn stężeń zdysocjowanych jonów danego związku
chemicznego: np. kwas solny dysocjuje wg wzoru HCl → H+ + Cl-, stąd jego iloczyn
jonowy to [H+]*[Cl-]
5. pH to ujemny logarytm dziesiętny ze stężenia jonów wodorowych w roztworze
wodnym danego elektrolitu: pH = -log[H3O+]
6. Iloczyn jonowy wody wynosi 10-14: [H3O+]*[OH-] = 10-14, stąd [H3O+] = [OH-] = 10-7
Po zlogarytmowaniu mamy: -log[H3O+] -log[OH-] = -log(10-14)
stąd: pH + pOH = 14
7. STAŁA DYSOCJACJI (stała równowagi odwracalnej reakcji dysocjacji): stosunek
iloczynu stężeń jonów (zdysocjowanych) do stężenia cząsteczek niezdysocjowanych
w stanie równowagi. Zatem dla HCl stała równowagi to: K = [H+]*[Cl-]/[HCl].
Wartość stałej dysocjacji nie zależy od stężenia substratów, ale zależy od temperatury.
Dla danej temperatury wartości te można odczytać z tablic fizykochemicznych.
8. STOPIEŃ DYSOCJACJI: stosunek ilości cząstek niezdysocjowanych do całkowitej
ilości cząstek rozpuszczonych w roztworze; może być wyrażony jako ułamek
dziesiętny (np. 0,15) lub w procentach (np. 15 %) – oznacza to 15 % cząsteczek
danego elektrolitu uległo dysocjacji a 85 % pozostało w formie niezdysocjowanej.
9. ROZTWÓR
BUFOROWY
(BUFOR):
roztwory
cechujące
się
zdolnością
utrzymywania niezmiennego lub zmiennego w niewielkim stopniu pH (w pewnych
granicach), pomimo dodawania kwasu lub zasady. Zdolność przeciwstawiania się
zmianom pH to pojemność buforowa, którą definiuje się jako stosunek liczby moli
jonów [H3O+] lub [OH-] wprowadzonych do roztworu o objętości 1l, do
spowodowanych przez te jony zmian pH (β ≈ ∆n / ∆pH, gdzie ∆n to ilość moli jonów
[H3O+] lub [OH-] a ∆pH to zmiana pH)
10. BUFORY TO MIESZANINY SŁABYCH I MOCNYCH ELEKTROLITÓW:
• słabego kwasu oraz soli tego kwasu powstałej w reakcji z mocną zasadą
• słabej zasady oraz soli tej zasady powstałej w reakcji z mocnym kwasem
• 2 wodorosoli różniących się znacznie zdolnością dysocjacji (słabej i mocnej)
11. BUFOR OCTANOWY: słabym elektrolitem jest kwas octowy (CH3COOH + H2O ↔
CH3COO- + H3O+), mocnym zaś octan sodu (CH3COONa → CH3COO- + Na+).
Stała dysocjacji K dla kwasu octowego będzie miała postać:
K = [CH3COO-]*[H3O+]/[CH3COOH]
Obecność w roztworze silnego elektrolitu jakim jest sól, powoduje cofnięcie się
dysocjacji kwasu, zatem można założyć, że wszystkie jony [CH3COO-] pochodzą od
soli obecnej w roztworze a ponieważ jest ona silnym elektrolitem, to stężenie tych
jonów będzie równe początkowemu stężeniu soli (cs). Z kolei stężenie jonów
[CH3COOH] będzie równe początkowemu stężeniu kwasu w roztworze (ck), gdyż
kwas ten w obecności soli nie dysocjuje prawie w ogóle. Stąd:
K = cs*[H3O+]/ck
Po przekształceniu mamy: [H3O+] = K*ck/cs
Po zlogarytmowaniu obu stron otrzymujemy: log[H3O+] = logK + log(ck/cs)
Po pomnożeniu przez (-1): -log[H3O+] = -logK - log(ck/cs)
-logK przyjęło się oznaczać jako pK zaś -log(ck/cs) zamieniamy na +log(cs/ck)
Otrzymamy zatem: pH = pK + log(cs/ck)
Jeżeli cs=ck to pH=pK (bo log1=0) i wtedy bufor cechuje się największą pojemnością
buforową. Powyższe równanie służy do wyliczania pH danej mieszaniny buforowej
lub do wyliczania stosunku stężeń soli i kwasu, jakie należy ze sobą zmieszać w celu
uzyskania buforu o interesującym nas pH.
Jeżeli do buforu dodawany jest kwas to powstałe jony H3O+ reagują z anionem
CH3COO- pochodzącym od soli i powstaje słaby, niezdysocjowany kwas a pH buforu
nie ulega zmianie. Jeżeli dodawana jest zasada to jony OH- reagują z kationem H3O+
pochodzącym z dysocjacji kwasu i zostają w ten sposób zneutralizowane, zaś zużyte
jony H3O+ odtwarzane są poprzez dysocjację kwasu i pH również nie ulega zmianie.
Takie „zachowanie” buforu wynika z dążenia całego układu do przywrócenia stanu
równowagi, który był przed dodaniem kwasu lub zasady.
12. BUFORY ORGANIZMU CZŁOWIEKA:
• bufor wodorowęglanowy: HCO -
3 /H2CO3
• bufor fosforanowy: HPO 2-
-
4 /H2PO4
• bufor białczanowy (białka): [białko-]/[białko-H]
• bufor hemoglobinianowy: HbO -
2 /HbO2-H
• bufor amonowy: NH4OH/NH4Cl
13. PRZYKŁADY ZABURZEŃ pH W ORANIZMIE:
• kwasica
• zasadowica
• nadkwasota
• próchnica