soluții tampon sau tampoanele sunt cele care pot scădea modificările pH-ului datorate ionilor H3SAU+ și OH-. În absența acestora, unele sisteme (cum ar fi cele fiziologice) sunt afectate, deoarece componentele lor sunt foarte sensibile la modificările bruște ale pH-ului.
La fel cum amortizoarele din mașini reduc impactul cauzat de mișcarea lor, tampoanele fac același lucru, dar cu aciditatea sau bazicitatea soluției. Mai mult, tampoanele stabilesc un interval specific de pH în care sunt eficiente..
În caz contrar, ionii H3SAU+ vor acidifica soluția (pH-ul scade la valori sub 6), aducând în consecință o posibilă alterare a randamentului reacției. Același exemplu poate fi aplicat pentru valorile de bază ale pH-ului, adică mai mari de 7.
Indice articol
Acestea sunt compuse în esență dintr-un acid (HA) sau o bază slabă (B) și săruri ale bazei sau acidului lor conjugat. În consecință, există două tipuri: tampoane acide și tampoane alcaline..
Tampoanele de acid corespund perechii HA / A-, unde sa- este baza conjugată a acidului slab HA și interacționează cu ionii - cum ar fi Na+- pentru a forma săruri de sodiu. Astfel, perechea rămâne sub formă de HA / NaA, deși pot fi și săruri de potasiu sau de calciu.
Derivat din acidul slab HA, tamponează intervalele de pH acid (mai puțin de 7) în conformitate cu următoarea ecuație:
HA + OH- => A- + HDouăSAU
Cu toate acestea, fiind un acid slab, baza sa conjugată este parțial hidrolizată pentru a regenera o parte din HA consumată:
LA- + HDouăSAU <=> HA + OH-
Pe de altă parte, tampoanele alcaline constau din perechea B / HB+, unde HB+ este acidul conjugat al bazei slabe. În general, HB+ formează săruri cu ioni clorură, lăsând perechea ca B / HBCl. Aceste tampoane tamponează intervalele de bază ale pH-ului (mai mare de 7):
S + H3SAU+ => HB+ + HDouăSAU
Și din nou, HB+ poate fi parțial hidrolizat pentru a regenera o parte din B consumat:
HB+ + HDouăSAU <=> S + H3SAU+
În timp ce tampoanele acide tamponează pHul acid și alcalinele tamponează pH-ul bazic, ambele pot reacționa cu ionii H.3SAU+ și OH- prin aceste serii de ecuații chimice:
LA- + H3SAU+ => HA + HDouăSAU
HB+ + Oh- => B + HDouăSAU
Astfel, în cazul perechii HA / A-, HA reacționează cu ionii OH-, In timp ce- -baza sa conjugată- reacționează cu H3SAU+. În ceea ce privește perechea B / HB+, B reacționează cu ionii H3SAU+, în timp ce HB+ -acidul său conjugat - cu OH-.
Acest lucru permite ambelor tampoane să neutralizeze atât speciile acide cât și cele bazice. Rezultatul celor de mai sus versus, de exemplu, adăugarea constantă a moli de OH-, este scăderea variației pH-ului (ΔpH):
Imaginea superioară arată tamponarea pH-ului împotriva unei baze puternice (donator de OH-).
Inițial pH-ul este acid datorită prezenței HA. Când se adaugă baza puternică, se formează primii moli ai lui A- iar bufferul începe să aibă efect.
Cu toate acestea, există o zonă a curbei în care panta este mai puțin abruptă; adică acolo unde amortizarea este mai eficientă (cutie albăstruie).
Există mai multe moduri de a înțelege conceptul de eficiență de amortizare. Una dintre acestea este de a determina a doua derivată a curbei pH versus volumul bazei, rezolvând pentru V valoarea minimă, care este Veq / 2.
Veq este volumul la punctul de echivalență; acesta este volumul de bază necesar pentru neutralizarea întregului acid.
O altă modalitate de a o înțelege este prin faimoasa ecuație Henderson-Hasselbalch:
pH = pKla + jurnal ([B] / [A])
Aici B denotă baza, A acidul și pKla este cel mai mic logaritm al constantei de aciditate. Această ecuație se aplică atât pentru speciile acide HA, cât și pentru acidul conjugat HB+.
Dacă [A] este foarte mare față de [B], jurnalul () ia o valoare foarte negativă, care se scade din pKla. Dacă, pe de altă parte, [A] este foarte mic față de [B], valoarea log () capătă o valoare foarte pozitivă, care se adaugă la pKla. Cu toate acestea, când [A] = [B], jurnalul () este 0 și pH = pKla.
Ce înseamnă toate cele de mai sus? Că ΔpH va fi mai mare în extremele luate în considerare pentru ecuație, în timp ce va fi minim cu un pH egal cu pKla; și ca pKla este caracteristic fiecărui acid, această valoare determină intervalul pKla± 1.
Valorile pH-ului în acest interval sunt cele în care tamponul este cel mai eficient..
Pentru a pregăti o soluție tampon, trebuie să țineți cont de următorii pași:
- Cunoașteți pH-ul necesar și, prin urmare, cel pe care doriți să îl păstrați cât mai constant posibil în timpul reacției sau procesului.
- Cunoscând pH-ul, se caută toți acizii slabi, cei a căror pKla este mai aproape de această valoare.
- După alegerea speciei HA și calcularea concentrației tamponului (în funcție de cantitatea de bază sau acid care trebuie neutralizată), se cântărește cantitatea necesară din sarea sa de sodiu..
Acidul acetic are pKla de 4,75, CH3COOH; prin urmare, un amestec de anumite cantități din acest acid și acetat de sodiu, CH3COONa, formează un tampon care tamponează eficient în domeniul pH-ului (3,75-5,75).
Alte exemple de acizi monoprotici sunt acizii benzoici (C6H5COOH) și formic (HCOOH). Pentru fiecare dintre acestea valorile lor pKla sunt 4.18 și 3.68; prin urmare, intervalele lor de pH mai mari de tamponare sunt (3,18-5,18) și (2,68-4,68).
Pe de altă parte, acizii poliprotici precum fosforic (H3PO4) și carbonic (HDouăCO3) au la fel de multe valori pKla deoarece protonii se pot elibera. Astfel, H3PO4 are trei pKla (2.12, 7.21 și 12.67) și HDouăCO3 are două (6.352 și 10.329).
Dacă doriți să mențineți un pH de 3 într-o soluție, puteți alege între HCOONa / HCOOH (pKla= 3,68) și NaHDouăPO4/ H3PO4 (pKla= 2,12).
Primul tampon, cel al acidului formic, este mai aproape de pH 3 decât tamponul acidului fosforic; prin urmare, HCOONa / HCOOH tamponează mai bine la pH 3 decât NaHDouăPO4/ H3PO4.
Nimeni nu a comentat acest articol încă.