Iloczyn jonowy - rodzaj uproszczonej stałej równowagi reakcji autodysocjacji związków chemicznych, które są na tyle słabymi elektrolitami, że można pominąć w tej stałej stężenie niezdysocjowanej formy związku.

Wielkość tę nazywa się iloczynem jonowym, gdyż po pominięciu stężenia niezdysocjowanej formy związku pozostaje się tylko licznik wyrażenia na stałą równowagi, który jest iloczynem stężeń powstających jonów, podniesionych do potęgi odpowiadającej współczynnikom stechiometrycznym w równaniu reakcji autodysocjacji np. dla autodysocjacji związku typu AB, rozpadającego się na jony A⁺ i B^-:

iloczyn jonowy wyraża się wzorem:

gdzie [A⁺] i [B^-] - to stężenia odpowiednich jonów w stanie równowagi reakcji autodysocjacji.

Iloczyn jonowy ma szczególne znaczenie w przypadku rozpuszczalników, gdyż ma on duży wpływ na przebieg wielu reakcji zachodzących w tych rozpuszczalnikach i ułatwia dokonywanie rozmaitych obliczeń stechiometrycznych. Iloczyny te są ustalane i tablicowane zwykle dla warunkach normalnych. Tak zdefiniowana wielkość jest rodzajem stałej, gdyż jej wartość jest niezależna od warunków chemicznych (np. składu roztworu, w którym zachodzi autodysocjacja), choć jej wartość jest silnie zależna od temperatury i ciśnienia.

[edytuj] Iloczyn jonowy wody

Szczególnie duże, praktyczne znaczenie ma iloczyn jonowy wody:

Tak zdefiniowany iloczyn jonowy jest stały tylko w przybliżeniu, podobnie jak każda stała równowagi reakcji. Po uwzględnieniu współczynników aktywności zależnych m.in. od siły jonowej roztworu i zastąpieniu stężeń [X] aktywnościami a_x jonów otrzymamy stałą o charakterze termodynamicznym:

- iloczyn jonowy wody (termodynamiczny):

Iloczyn jonowy wody jest uproszczonym wyrażeniem opisującym równowagę dynamiczną określoną przez prawo działania mas Guldberga i Waagego, w którym formalnie rzecz biorąc należałoby jeszcze uwzględnić aktywność cząsteczek niezdysocjowanych. W przypadku bardzo słabych elektrolitów takich jak woda, ze względu na słabą dysocjację stężenie cząsteczek niezdysocjowanych pozostaje praktycznie stałe i dlatego można je pominąć. Dla wody w 20°C stężenie jonów hydroniowych i wodorotlenowych jest rzędu 10^-7 mol/dm³, co odpowiada stopniowi dysocjacji ok. 2·10^-7% zdysocjowanych cząsteczek wody - autodysocjacja wody nie ma zatem praktycznie żadnego wpływu na stężenie molowe niezdysocjowanej wody w wodzie destylowanej, które wynosi ok. 55 mol/dm³

Obecność kwasów i zasad zmniejsza stopień dysocjacji wody - chociaż stężenie jednego z jonów będącego wynikiem jonizacji rośnie (np. pojawiają się protony pochodzące z dysocjacji cząsteczek kwasu), stężenie drugiego z jonów (tylko ten jon pochodzi wówczas w całości z dysocjacji cząsteczek wody) zmniejsza się zgodnie z w/w równaniem (zob. reguła przekory).

Wielkością o podobnym formalnie charakterze do iloczynu jonowego jest iloczyn rozpuszczalności, jednak w tym przypadku to aktywność ciała stałego (kryształy soli) nie zmienia się niezależnie od jego ilości w roztworze - po tzw. "przekroczeniu iloczynu rozpuszczalności" - jeżeli tylko dana sól jest obecna w roztworze w postaci stałej).

Dysocjacja, rozpad cząsteczek związku chemicznego na atomy, jony, prostsze cząsteczki lub wolne rodniki.

1) Dysocjacja jonowa jest rozpadem elektroobojętnych cząsteczek elektrolitu na jony (aniony i kationy). Dysocjacja jonowa jest procesem równowagowym, stała dysocjacji jonowej nie zależy od stężenia elektrolitu.

Stopień dysocjacji elektrolitycznej dla danego elektrolitu w roztworze (α), definiowany jako stosunek liczby zdysocjowanych cząsteczek elektrolitu do ogólnej liczby cząsteczek elektrolitu wprowadzonych do roztworu, wpływa na wartość przewodnictwa elektrycznego roztworu i jest podstawą klasyfikacji elektrolitów na mocne (α≅1) i słabe (α«1).

Stopień. dysocjacji elektrolitycznej zależy od rodzaju elektrolitu i rozpuszczalnika, stężenia roztworu, temperatury oraz siły jonowej roztworu.

2) Dysocjacja termiczna następuje pod wpływem odpowiednio wysokiej temperatury, ulegają jej wszystkie związki chemiczne.

Skala pH - ilościowa skala kwasowości i zasadowości roztworów wodnych związków chemicznych. Skala ta jest oparta na aktywności jonów hydroniowych [H₃O⁺] w roztworach wodnych.

Tradycyjnie pH definiuje się jako:

pH = -log₁₀[H₃O⁺]

czyli minus logarytm dziesiętny aktywności jonów hydroniowych wyrażonych w molach na decymetr sześcienny. Współcześnie jednak nie jest to ścisła definicja tej wielkości.

Pojęcie pH wprowadził duński biochemik Søren Sørensen w 1909 r.^[1] Oryginalnie pH zostało zdefiniowane jako minus logarytm stężenia jonów wodorowych (H⁺). Współczesne badania wykazały jednak, że wolne jony wodorowe (wolny proton) nigdy nie występują w roztworach wodnych, gdyż ulegają natychmiast solwatowaniu wg równania:

H⁺ + H₂O → H₃O⁺

W wielu podręcznikach jednak, dla uproszczenia, pomija się ten fakt i nadal podaje się starą definicję skali pH.

Praktyczny sens skali pH [edytuj]

Aby zrozumieć sens tej skali trzeba się najpierw przyjrzeć temu, co dzieje się w chemicznie czystej wodzie. Cząsteczki wody (H₂O) ulegają samorzutnej autodysocjacji, co prowadzi do powstawania jonów H₃O⁺ i OH^-:

2H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH^-

Reakcja ta jest odwracalna i ma równowagę przesuniętą silnie w lewo, czyli w stronę wody niezdysocjowanej^[5]. Stężenie jonów H₃O⁺ w czystej wodzie w temp. 25°C wynosi 10^-7 mol/l^[6], a jej pH = -log(10^-7) = 7^[7]. Ponieważ w czystej wodzie stężenie jonów wodorowych i wodorotlenowych jest takie samo, woda (czysta) ma odczyn obojętny (pH wynosi 7). W roztworach o pH < 7 stężenie jonów wodorowych jest większe niż wodorotlenowych i roztwory takie mają odczyn kwasowy, natomiast w roztworach o pH > 7 większe jest stężenie jonów wodorotlenowych, więc roztwory takie mają odczyn zasadowy.

Rozpuszczenie w wodzie silnego kwasu (np. HCl) prowadzi do jego dysocjacji:

HCl + H₂O ⇌ H₃O⁺ + Cl^-

Dla tak silnego kwasu jak HCl równowaga tej reakcji jest niemal całkowicie przesunięta w stronę prawą (a więc w stronę jonów H₃O⁺ i Cl^-) dlatego po dodaniu do wody takiej ilości HCl, aby w jednym litrze uzyskanego w ten sposób roztworu znajdował się 1 mol HCl otrzymuje się stężenie jonów H₃O⁺ równe 1 mol/l, co jak łatwo policzyć daje pH = 0^[8].

Z drugiej strony w roztworze, w którym znajduje się 1 mol NaOH w jednym litrze występuje stężenie jonów OH^- równe 1 mol/l. Jony OH^- przesuwają silnie równowagę reakcji dysocjacji wody powodując, że stężenie jonów H₃O⁺ spada do poziomu 10^-14 mol/l, a zatem do pH = 14. Wynika to stąd, iż stały musi pozostać iloczyn jonowy wody, czyli iloczyn stężeń jonów H₃O⁺ i OH^-, równy 10^-14 (w 25 °C)^[9].

pH - parametr pH jest ujemnym logarytmem ze stężenia jonów wodorowych, określony wzorem:
pH = -log10 [H+] lub [H+] = 10-pH. Zarówno samo pojęcie jak i skalę pH wprowadził w 1909 roku duński chemik Soeren Peter Soerensen.

Roztwory wodne wszystkich substancji mogą mieć odczyn kwaśny, obojętny lub zasadowy. Skala Soerensena informuje o dokładnym stosunku stężenia jonów H+ i OH- w danym roztworze, co jest znacznie bardziej precyzyjną informacją niż opisowe określenie kwasowości. Skala pH mieści się w przedziale od 0 do 14. Odczyn pH od 0 do 6 to odczyn kwaśny, ponieważ [H+] > [OH-], odczyn pH równy 7 to odczyn obojętny, ponieważ [H+] = [OH-], natomiast odczyn pH od 8 do 14 to odczyn zasadowy, ponieważ [H+] < [OH-]. Skala pH jest szczególnie miarodajna w przypadku rozcieńczonych roztworów kwasów, zasad oraz ich soli.

Do określania pH używa się wskaźników kwasowości, czyli substancji, których kolor zależy od pH roztworu. Do popularnych wskaźników należą: błękit bromotymolowy, błękit tymolowy, czerwień metylowa, fenoloftaleina, lakmus, oranż metylowy. W praktyce używa się papierków nasączonych mieszaniną substancji wskaźnikowych, które zmieniają kolor w szerokim zakresie pH.

pH krwi i innych płynów ustrojowych p. u człowieka pH osocza krwi wynosi 7,4, soku żołądkowego - od 1 do 3, śliny - 7, 8, 9. pH = -log[H+]

BUFORY KRWI Utrzymanie równowagi kwasowo-zasadowej. Wiążą się one z obecnością buforu wodoroweglanowego , fosforanowego, hemoglobinowego )krwinek czerwonych),białka osocza, białczanowe(białko osocza) Bufor jest substancja lub mieszanina subst. Która przeciwdziała zmianom ph po dodaniu kwasu lub zasady.(procesy metaboliczne wytwa.bufory- zbuforowane mogą być:fosf,mleczany,weglowo,mocz) Bufor przyjmuje lub oddaje jony wodorowe. Ph krwi ludzkiej (7.36-7.42)- Zasadniczym buforowym układem krwi jest układ dwuwęglanowy, czyli kwas węglowy i jego kwaśne węglany (najczęściej pod postacią wodorowęglanu sodu NaHCO₃)_. Pozostałe bufory, o nieco mniejszym znaczeniu, to układy: fosforanowy (wodorofosforan sodu Na₂HPO₄ i dwuwodorofosforan sodu NaH₂PO₄), białczanowy (utworzony przez białka krwi mające ładunek elektryczny) i hemoglobinowy.

Znaczenie roztworów buforowych w procesach biochemicznych organizmów żywych

Roztwory i ich stałość mają duże znaczenie w procesach biochemicznych organizmów żywych, gdyż zachodzące procesy chemiczne wymagają ściśle określonych warunków. Dlatego wszystkie płyny ustroju są odpowiednio zbuforowane. Układami buforującymi w organizmie są układy soli węglanowych, fosforowych oraz ciała białkowe.
Bardzo silnie zbuforowana jest krew, która przeciwstawia się wszelkim zmianom pH przy zwiększeniu w niej zawartości substancji o charakterze kwaśnym.

Normalne pH krwi waha się w wąskich granicach pomiędzy 7,36 a 7,43. Zmiana stężenia jonów wodorowych poza te granice, zwłaszcza w kierunku kwaśnego oddziaływania prowadzi do bardzo ciężkich zaburzeń, nawet zejść śmiertelnych.

Najważniejszym układem buforowym krwi jest hemoglobina, a czynnikiem zakwaszającym CO₂. Dwutlenek węgla jest stale produkowany w tkankach z szybkością około 200 ml/min. Z tkanek dyfunduje on do przestrzeni pozakomórkowej i do krwi. Z krwi z kolei przechodzi do powietrza pęcherzykowego i tam wydalany jest na zewnątrz przez płuca z szybkością równą szybości powstawania. Dwutlenek węgla z wodą tworzy kwas węglowy.

CO₂ + H₂O ---> H₂CO₃ <=> H⁺ + HCO₃^-

Hemoglobina może związać bardzo znaczną ilość jonów wodorowych powstających z H₂CO₃, wymieniając jon wodorowy na jon potasowy według równania;

H⁺ + HCO₃^- + KHb <=> KHCO₃ + HHb

gdzie - Hb to hemoglobina

Reakcja ta, ma miejsce, gdy ciśnienie parcjalne CO₂ jest duże, tzn. i stężenie H₂CO₃ jest duże. Odwrotna reakcja zachodzi, gdy ciśnienie parcjalne CO₂ maleje, a więc w płucach.

Bufor węglanowy Buforujący układ węglanowy H₂CO₃ / NaHCO₃ występujący we krwi przy pH = 7,4, posiada stosunek kwasu węglowego do wodorowęglanów jak 1 : 20.

H₂CO₃ / NaHCO₃ = 1 / 20

Rola buforu węglanowego w utrzymaniu równowagi kwasowo-zasadowej jest ściśle związana z czynnością narządu oddychania, a powstający w wyniku reakcji kwas węglowy jest łatwo wydalany przez płuca w postaci CO₂ i H₂O.

Buforujący układ węglanowy składający się z H₂CO₃ i NaHCO₃ możemy przedstawić następująco;

NaHCO₃ dysocjuje stosunkowo dobrze wg. równania

NaHCO₃ ---> HCO₃^- + Na⁺

natomiast kwas węglowy H₂CO₃, jako bardzo słaby kwas, dysocjuje nieznacznie, zgodnie z reakcją;

H₂CO₃ <=> H⁺ + HCO₃^-

Powstający w organizmie w następstwie wysiłku fizycznego kwas mlekowy jest silniejszym kwasem (posiada większy stopień dysocjacji) aniżeli kwas węglowy i dlatego w środowisku zajdzie następująca reakcja:

CH₃CH(OH)COOH + HCO₃^- + Na⁺ ---> CH₃CH(OH)COONa + H₂CO₃ (H₂O + CO₂)

W reakcji powstaje mleczan sodu.

A to oznacza, że kation wodorowy pochodzący od kwasu mlekowego łączy się z anionem wodorowęglanowym na kwas węglowy, który praktycznie jako słaby kwas nie dysocjuje (rozpada się na H₂O i CO₂).

H₂CO₃ <=> CO₂ + H₂

Dlatego pH środowiska się zmienia albo ulega nieznacznym zmianom.

Nieznaczne podniesienie pH krwi (zakwaszenie) podrażnia ośrodek oddechowy i w następstwie obserwuje się wzmożenie oddychania. Równocześnie następuje usuwanie powstałego nadmiaru kwasu węglowego z krwi. Bezwzględne wartości kwasu węglowego i wodorowęglanu we krwi zmniejszają się, lecz nie stwierdza się zmiany stosunku tych związków do siebie (1 : 20) i dlatego też nie może zmienić się pH krwi, ponieważ;

pH = pK_HA - lg(C_kw / C_soli)

W przypadku działania substancji zasadowych reakcja zachodzi miedzy jonem wodorotlenowym zasady a jonem wodorowym kwasu, wskutek czego powstaje cząsteczka niedysocującej wody. W tej reakcji zwiększa się bezwzgledna zawartość wodorowęglanu, lecz do równowagi między H₂CO₃ / NaHCO₃ dochodzi po pewnym czasie. Powstawanie z dodawanych jonów wodorotlenowych cząsteczek wody powoduje, że jony zasadowe nie zmieniają pH ośrodka zgodnie z reakcją;

Na⁺ + OH^- + H⁺ + HCO₃^- ---> NaHCO₃ + H₂O

albo

CO₂ + OH^- ---> HCO₃^-

Fosforanowy roztwór buforowy zbudowany jest z dwóch soli fosforanowych, a mianowicie NaH₂PO₄ i Na₂HPO₄. W omawianym układzie fosforanowym decydującą rolę odgrywa stosunek dwuwodorofosforanów do jednowodorofosforanów. Jeśli wezmiemy ten układ jako bufor krwi, stosunek obydwu soli układa się według równania;

NaH₂PO₄ / Na₂HPO₄ = 1 / 4
NaH₂PO₄ <=> Na⁺ + H₂PO₄^-
Na₂HPO₄ <=> 2Na⁺ + HPO₄^2-

Gdy zostanie naruszone pH przez powstawanie np. kwasu mlekowego, wówczas następuje zobojętnienie jonów H⁺ według równania;

CH₃CH(OH)COOH + 2Na⁺ + HPO₄^2- <=> CH₃CH(OH)COONa + NaH₂PO₄

W przedstawionej reakcji kwas mlekowy zobojętnia się za pomocą jednowodorofosforanu do soli sodowej kwasu mlekowego (mleczan sodu), z równoczesnym powstawaniem dwuwodorofosforanu sodowego.

Zakłócona równowaga między wodorofosforanami zostaje przywrócona dzięki właściwościom filtracyjnym nerek, które usuwają z krwi pozostały nadmiar NaH₂PO₄.
Nerki usuwając z ustroju aniony innych kwasów, stają się czynnikiem regulującym równowagę kwasowo-zasadową. Poza tym nerki produkują amoniak, który neutralizuje kwasy, nie zużywając zapasu wodorowęglanów, zwanych też rezerwą alkaliczną krwi. Amoniak łączy się w jon amonowy NH₄⁺ i przechodzi do moczu według równania;

H⁺ + NH₃ ---> NH₄⁺

Nagromadzenie się kwasu węglowego podczas intensywnych i krótkotrwałych ćwiczeń może spowodować spadek rezerwy wodorowęglanowej, nawet wiecej aniżeli o połowę. Wysiłek długotrwały wywołuje na ogół mniejsze zmniany w składzie krwi aniżeli wysiłek krótkotrwały.

Nadwyżka kwasu mlekowego we krwi zostaje również likwidowana, gdy krew przedostanie się do wątroby oraz mięśni będących w spoczynku. Gdy zostanie ukończona praca, stopniowe przywracanie równowagi kwasowo-zasadowej we krwi odbywa się z szybkością zależną od ilości kwasu mlekowego i narządów biorących udział w likwidacji - mięśnie w spoczynku, nerki, skóra, wątroba. Usuwanie kwasu mlekowego u osobników wytrenowanych trwa około 5 - 8 minut, natomiast u nie wytrenowanych okres ten jest około 3 razy dłuższy.

Białko jako bufor mozemy przedstawić np. reakcją z grupą zadadową;

Białko-H + OH^- ---> Białko^- + H₂O

Na zakończenie należy pokreślić, że stałość pH płynów ustroju jest najważniejszym parametrem w układach biologicznych. Od pH zależy rozwój drobnoustrojów, czynność enzymów, przepuszczalność błon komórkowych, działalność hormonów i wiele innych, gdyż wszystkie reakcje biochemiczne w organizmach żywych odbywają się w ściśle określonych warunkach, a szczególnie przy określonym pH.

Najważniejszym produktem kwasowym przemiany materii jest kwas węglowy, który tworzy się z CO₂ i H₂O w obecności anhydrazy. Produkt ten jest usuwany z organizmu dzieki ruchom oddechowym płuc. Inne produkty kwasowe, jak kwas pirogronowy, kwas mlekowy, kwas acetooctowy, po chwilowym zakłóceniu równowagi układu buforowego ulegają dalszym przemianom i jedynie w wyjątkowych przypadkach wydzielane przez nerki. Jak wcześniej wspomniano wszystkie kwasy wpływają na węglanowy układ buforujący. Ogólna zawartość wodorowęglanów krwi nosi nazwę rezerwy alkalicznej.

Roztwór buforowy

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii

Skocz do: nawigacji, szukaj

Bufory - roztwory, których wartość pH po dodaniu niewielkich ilości mocnych kwasów albo zasad, jak i po rozcieńczeniu wodą prawie się nie zmienia. Roztwór buforowy to mieszanina kwasu i zasady czyli mieszanina protonodawcy i protonobiorcy według teorii Brönsteda.

Spis treści [ukryj] 1 Mechanizm działania buforów 2 Wzór Hendersona-Hasselbalcha 3 Pojemność buforowa 3.1 Definicja 3.2 Wzór van Slyke'a 4 Zastosowania i rodzaje buforów 5 Roztwory buforowe w organizmach żywych 6 Przypisy 7 Linki zewnętrzne

[edytuj] Mechanizm działania buforów

Mechanizm działania buforu najłatwiej jest prześledzić na przykładzie układu słabego kwasu i komplementarnej do niego soli. W tym przypadku głównym źródłem silnej zasady (A-) nie jest słabo dysocjujący kwas lecz mocno zdysocjowana sól (XA):

XA ⇌ X⁺(aq) + A^-(aq) (1)

Niezależnie od wyjściowych składników bufora, po ich rozpuszczeniu w wodzie i częściowej dysocjacji tworzy się równowaga słabego kwasu (HA) i sprzężonej z nim mocnej zasady (A-):

HA(aq) + H₂O ⇌ H₃O⁺(aq) + A^-(aq) (2)

która jest odpowiedzialna za odporność buforu na zmiany pH.

Ze względu na dużą ilość jonów A^- dostarczanych w reakcji (1) przez sól, równowaga opisana równaniem (2) jest bardzo silnie przesunięta w stronę kwasu (HA). Można powiedzieć, że w tego rodzaju buforze niemal cała ilość jonów A^- pochodzi z soli, zaś słaby kwas (HA) pozostaje w roztworze w formie prawie nie zdysocjowanej. Zadaniem soli jest więc w sumie blokowanie dysocjacji słabego kwasu.

W momencie dodania do roztworu buforowego silnej zasady, reaguje ona z jonami hydroniowymi (H₃O⁺(aq)), które jednak są natychmiast regenerowane przez dysocjację kwasu (HA), którą uruchamia właśnie fakt znikania jonów hydroniowych w równowadze opisanej równaniem (2). W momencie dodania silnego kwasu, silna zasada sprzężona (A-), która występuje cały czas w dużym stężeniu po prostu reaguje z tym kwasem i w rezultacie pH całego układu się nie zmienia.

[edytuj] Wzór Hendersona-Hasselbalcha

Ze względu na rolę jaką pełnią w czasie reakcji roztwory buforowe ważna jest umiejętność wyznaczania ich pH (bardzo przydatna przy sporządzania roztworu). Wykorzystuje się w tym celu wzór Hendersona-Hasselbalcha, który wiaże ze sobą pH, stałą dysocjacji kwasowej oraz stężenia molowe roztworu:

gdzie:

K_a - stała dysocjacji kwasowej donora

c - stężenie protonodawcy/protonobiorcy

oraz:

pH = − log[H ⁺ ]

pK_a = − logK_a

[edytuj] Pojemność buforowa

Naturalnie, cały układ buforujący nie jest skuteczny w nieskończoność. Każdy bufor posiada swoją pojemność, zwaną pojemnością buforową β, która jest warunkowana stałą równowagi głównej reakcji buforowej, oraz stężeniem czynnika słabo dysocjującego. Na przykład jeśli do roztworu bufora złożonego ze słabego kwasu i jego soli, dodamy tyle silnej zasady, że spowoduje ona całkowitą dysocjację słabego kwasu (HA), w reakcji (2) to dalsze dodawanie tej zasady spowoduje już taką zmianę pH jaka by następowała bez obecności bufora. Pojemność buforowa zależy od ogólnego stężenia kwasu i jego soli. Maksymalna pojemność wzrasta wraz z ogólnym stężeniem i nie zależy od mocy kwasu^[1].

[edytuj] Definicja

Pojemność buforowa zdefiniowana jest jako:

gdzie:

• Δn - ilość moli dodanego mocnego kwasu lub zasady (w praktyce podaje się dla 1 dm³ buforu, (Δn/V))

• ΔpH - zmiana pH wywołana dodaniem tej ilości kwasu lub zasady

Pojemność buforowa (jej wartość jest zależna od pH) określa więc wrażliwość określonej ilości roztworu na dodawanie mocnego kwasu lub zasady, np. zmiana pH o 0,01 w wyniku dodania 0,006 mola kwasu lub zasady oznacza β=0,6 mol.

[edytuj] Wzór van Slyke'a

Wzór van Slyke'a (Donald D. van Slyke (1883-1971)) pozwala obliczyć pojemność buforową β jako funkcję pH roztworu, dla układu typu: HA + A^- (łącznie z obszarem nadmiaru mocnego kwasu lub nadmiaru mocnej zasady):

gdzie:

C = [HA] + [A^-] - łączne stężenie słabego kwasu i jego soli

K_a - stała dysocjacji kwasu HA

ln 10 ≈ 2,303

Największa pojemność buforowa pojawia się w obszarze buforowym dla pH = pK_a oraz dla dużych nadmiarów mocnego kwasu lub zasady (daleko poza obszarem buforowym).

Uproszczony wzór van Slyke'a pozwala obliczyć pojemność buforową β jako funkcję pH roztworu, dla układu typu: HA + A^- (tylko w obszarze bufora w pobliżu pK_a, bez obszaru nadmiaru mocnego kwasu lub nadmiaru mocnej zasady):

[edytuj] Zastosowania i rodzaje buforów

Roztwory buforowe służą do utrzymania stosunkowo stałego odczynu roztworów. Stosuje się je do wielu przemysłowych procesów, wymagających utrzymywania w miarę stałego pH - np. przy produkcji barwników, leków syntetycznych oraz w procesach fermentacyjnych, a także w poligrafii, przy druku w technice offsetowej. Wiele buforów jest też stosowanych do kontrolowania pH gotowych produktów spożywczych, kosmetyków i leków. Niektóre bufory (np. boranowy) są same stosowane jako substancje lecznicze - np. do przemywania poparzonej skóry lub oczu.

Do najważniejszych buforów należą:

• bufor wodorowęglanowy: H₂CO₃; HCO−3

• bufor octanowy: CH₃COOH, CH₃COONa w zakresie pH = 3,5-6

• bufor amonowy: NH₃•H₂O, NH₄Cl w zakresie pH = 8-11

• bufor fosforanowy: NaH₂PO₄, Na₂HPO₄ w zakresie pH = 5,5-8

• bufor boranowy: H₃BO₃, Na₂B₄O₇ w zakresie pH = 7-9

[edytuj] Roztwory buforowe w organizmach żywych

Bufory utrzymują ściśle określone pH ustroju wszystkich organizmów, którego zachwianie może spowodować śmierć organizmu. Bufory krwi zdrowego człowieka utrzymują pH w granicach: 7,35-7,45. Wartości pH poniżej wartości 7,35 określane są jako kwasica, zaś powyżej 7,45 jako zasadowica. Prawidłowy zasób zasad buforowych we krwi wynosi 48 mEq/l, a w przestrzeni śródmiąższowej 30 mEq/l.

W organizmach ludzkich znaczącą rolę pełnią bufory:

• białczanowy (ok. 52% pojemności buforowej krwi)

• hemoglobinianowy (ok. 35% pojemności buforowej krwi)

• wodorowęglanowy (ok. 8% pojemności buforowej krwi)

• fosforanowy (ok. 5% pojemności buforowej krwi)

Bufor (chemia)

Bufory - roztwory, których wartość pH po dodaniu niewielkich ilości mocnych kwasów albo zasad, jak i po rozcieńczeniu wodą prawie się nie zmienia. Roztworami buforowymi są roztwory słabych kwasów oraz ich soli z mocną zasadą, albo słabych zasad i ich odpowiednich soli o zbliżonych stężeniach. Rolę mieszanin buforowych spełniają również roztwory wodorosoli np. NaHCO₃, NaH₂PO₄ lub Na₂HPO₄.

Mechanizm działania buforów

Mechanizm działania buforu najłatwiej jest prześledzić na przykładzie układu słabego kwasu i komplementarnej do niego soli. W tym przypadku głównym źródłem silnej zasady (A-) nie jest słabo dysocjujący kwas lecz mocno zdysocjowana sól (XA):
XA ↔ X⁺(aq) + A^-(aq) (1)
Niezależnie od wyjściowych składników bufora, po ich rozpuszczeniu w wodzie i częściowej dysocjacji tworzy się równowaga słabego kwasu (HA) i sprzężonej z nim mocnej zasady (A-):
HA(aq) + H₂O ↔ H₃O⁺(aq) + A^-(aq) (2)
która jest odpowiedzialna z odporność buforu na zmiany pH.
Ze względu na dużą ilość jonów A^- dostarczanych w reakcji (1) przez sól, równowaga opisana równaniem (2) jest bardzo silnie przesunięta w stronę kwasu (HA). Można powiedzieć, że w tego rodzaju buforze niemal cała ilość jonów A^- pochodzi z soli, zaś słaby kwas (HA) pozostaje w roztworze w formie prawie nie zdysocjowanej. Zadaniem soli jest więc w sumie blokowanie dysocjacji słabego kwasu.
W momencie dodania do roztworu buforowego silnej zasady, reaguje ona z jonami hydroniowymi (H₃O⁺(aq)), które jednak są natychmiast regenerowane przez dysocjację kwasu (HA), którą uruchamia właśnie fakt znikania jonów hydroniowych w równowadze opisanej równaniem (2). W momemcie dodania silnego kwasu, silna zasada sprzężona (A-), która występuje cały czas w dużym stężeniu po prostu reaguje z tym kwasem i w rezultacie pH całego układu się nie zmienia.

Pojemność buforowa

Naturalnie, cały układ buforujący nie jest skuteczny w nieskończoność. Każdy bufor posiada swoją pojemność, zwaną pojemnością buforową β, która jest warunkowana stałą równowagi głównej reakcji buforowej, oraz stężeniem czynnika słabo dysocjującego. Np: jeśli do roztworu bufora złożonego ze słabego kwasu i jego soli, dodamy tyle silnej zasady, że spowoduje ona całkowitą dysocjację słabego kwasu (HA), w reakcji (2) to dalsze dodawanie tej zasady spowoduje już taką zmianę pH jaka by następowała bez obecności bufora.

Definicja

Pojemność buforowa zdefiniowana jest jako: beta = left|frac{d n}{d pH}right| approx left|frac{Delta n}{Delta pH}right| gdzie:

• Δn - ilość moli dodanego mocnego kwasu lub zasady (w praktyce podaje się dla 1 dm³ bufora, (Δn/V))

• ΔpH - zmiana pH wywołana dodaniem tej ilości kwasu lub zasady

Pojemność buforowa (jej wartość jest zależna od pH) określa więc wrażliwość określonej ilości roztworu na dodawanie mocnego kwasu lub zasady, np. zmiana pH o 0,01 w wyniku dodania 0,006 mola kwasu lub zasady oznacza β=0,6 mol.

Wzór van Slyke'a

Wzór van Slyke'a pozwala obliczyć pojemność buforową β jako funkcję pH roztworu, dla układu typu: HA + A^- (łącznie z obszarem nadmiaru mocnego kwasu lub nadmiaru mocnej zasady):
beta = ln 10 left(C frac{[1]cdot K_{a}}{left( [2] + K_{a}right)^{2}} + [3] + [4]right) gdzie:

• C = [5]+[6] - łączne stężenie słabego kwasu i jego soli

• K_{a} - stała dysocjacji kwasu HA

• ln 10 approx 2,303

Największa pojemność buforowa pojawia się w obszarze buforowym dla pH = pK_a oraz dla duzych nadmiarów mocnego kwasu lub zasady (daleko poza obszarem buforowym).
Uproszczony wzór van Slyke'a pozwala obliczyć pojemność buforową β jako funkcję pH roztworu, dla układu typu: HA + A^- (tylko w obszarze bufora w pobliżu pK_a, bez obszaru nadmiaru mocnego kwasu lub nadmiaru mocnej zasady):
beta = ln 10 cdot C frac{[7]cdot K_{a}}{left( [8] + K_{a}right)^{2}}

Zastosowania i rodzaje buforów

Roztwory buforowe służą do utrzymania stosunkowo stałego odczynu roztworów. Stosuje się je do wielu przemysłowych procesów, wymagających utrzymywania w miarę stałego pH - np: przy produkcji barwników, leków syntetycznych oraz w procesach fermentacyjnych, a także w poligrafii, przy druku w technice offsetowej. Wiele buforów jest też stosowanych do kontrolowania pH gotowych produktów spożywczych, kosmetyków i leków. Niektóre bufory (np: boranowy) są same stosowane jako substancje lecznicze - np: do przemywania poparzonej skóry lub oczu.
Do najważniejszych buforów należą:

• bufor octanowy: CH₃COOH, CH₃COONa w zakresie pH = 3,5 - 6

• bufor amonowy: NH₃* H₂O, NH₄Cl w zakresie pH = 8 - 11

• bufor fosforanowy: KH₂PO4, K₂HPO₄ w zakresie pH = 5,5 - 8

• bufor boranowy: H₃BO_{3, Na2B4O7 w zakresie pH = 7 - 9}

Bufory utrzymują ściśle określone pH ustroju wszystkich organizmów, którego zachwianie może spowodować śmierć organizmu. Bufory krwi człowieka utrzymują pH w granicach: 7.35-7.45.
W organizmach ludzkich znaczącą rolę pełnią bufory:

• białczanowy

• hemoglobinowy

• wodorowęglanowy

---