บัฟเฟอร์ pH / สารละลายบัฟเฟอร์

สมการเฮนเดอร์สัน-ฮัสเซิลบาค

การพึ่งพาหลักของค่า pH ของบัฟเฟอร์บน pK _a หรือ pK _b ที่ใช้สำหรับกรดหรือเบส ตามลำดับ ตลอดจนอัตราส่วนของความเข้มข้นของกรดและเบสที่ควบแน่นของกรด หรือในทำนองเดียวกัน เบสและกรดที่ควบแน่นของกรดคือ กำหนดโดยสมการ Henderson-Hasselbach แสดงความสัมพันธ์ระหว่างความแรงของกรดที่ใช้กับค่า pH สำหรับตัวอย่างปฏิกิริยาของบัฟเฟอร์ที่เกิดขึ้นโดยใช้กรดอ่อน มีขั้นตอนดังต่อไปนี้: HA + H ₂ O ↔ H ₃ O ⁺ + A ^– ในขณะที่ความสัมพันธ์ระหว่าง [A ^–] นั่นคือความเข้มข้นของโมลาร์ ของคอนจูเกตเบส [mol ·dm ^-3], [HA] ซึ่งเป็นความเข้มข้นโมลาร์ของกรดที่ไม่แยกตัวและ pK _a – ลอการิทึมเชิงลบของค่าคงที่การแยกตัวออกจากสมดุลของกรด (K _a ) แสดงด้วยสมการ Henderson-Hasselbach สำหรับปฏิกิริยาดังกล่าว มีรูปแบบดังต่อไปนี้:

สมการ Henderson-Hasselbach สำหรับอะซิเตตบัฟเฟอร์

กลไกการทำงานของบัฟเฟอร์ขึ้นอยู่กับการมีอยู่ของไอออน ซึ่งสามารถจับกับไฮโดรเจนหรือไฮดรอกไซด์ไอออนได้ เมื่อพิจารณาบัฟเฟอร์อะซิเตตซึ่งเป็นส่วนผสมของกรดอะซิติกและโซเดียมอะซิเตต เราควรสังเกตปฏิกิริยาการแยกตัวระหว่างกรดอะซิติกที่อ่อนกับอิเล็กโทรไลต์ที่แรง โซเดียมอะซิเตต (CH ₃ COONa) ซึ่งแตกตัวเป็นไอออนอย่างสมบูรณ์: C H ₃ COOH ↔ H ⁺ + CH ₃ COO ^– CH ₃ COONa → CH ₃ COO ^– + Na ⁺ เนื่องจากสารละลายบัฟเฟอร์เป็นส่วนผสมของไอออนเหล่านี้ การเติมกรดแก่ในปริมาณเล็กน้อยทำให้ [H ⁺ } } ไอออน ซึ่งถูกผูกมัดทันทีโดย CH ₃ COO ^– แอนไอออนเพื่อสร้างกรดอะซิติกซึ่งไม่แยกออกจากกันในสภาวะเหล่านี้ ส่งผลให้ค่า pH ลดลง ในทำนองเดียวกัน การจัดหา OH ^– ไอออนบวกเพิ่มเติมโดยการใส่เบสแก่ลงในสารละลายจะไม่ทำให้ระดับ pH เพิ่มขึ้น พวกมันจะถูกจับทันทีโดย H ⁺ ไอออนที่เกิดจากการแยกตัวของกรดอะซิติกออกเป็นโมเลกุลของน้ำที่ไม่แยกตัว สมการที่กำหนดค่าคงที่การแยกตัวของกรดแสดงไว้ด้านล่าง: สำหรับการแตกตัวของกรดอะซิติกอ่อน ความเข้มข้นรวมของ CH ₃ COO ^– แอนไอออนถูกกำหนดโดยความเข้มข้นของไอออนที่เกิดจากการแตกตัวของเกลือ ซึ่งจะเท่ากับความเข้มข้นของเกลือ (c _s ) นั่นคือโซเดียมอะซิเตต ความเข้มข้นสูงของแอนไอออนเหล่านี้ทำให้ความเข้มข้นของไอออนบวก H ⁺ ลดลง และส่งผลให้ระดับการแยกตัวของกรดลดลงเพื่อรักษาค่า K _ให้ คงที่ เนื่องจากความสัมพันธ์นี้ เราสามารถสรุปได้ว่าจำนวนของโมเลกุล CH ₃ COOH ที่ไม่แยกออกจากกันนั้นเกือบจะเหมือนกับความเข้มข้นทั้งหมดของกรดอะซิติก (c _k ) นี่คือสาเหตุที่สามารถบันทึกค่าคงที่การแยกตัวได้ดังนี้: เมื่อใช้ลอการิทึมแล้ว เราได้รับความสัมพันธ์ที่นำไปสู่สมการ Henderson-Hasselbach: ดังนั้น สมการ Henderson-Hasselbach จึงมีรูปแบบดังนี้ ในการเขียน _ความ สัมพันธ์ ค่า pK ในสมการคือการวัดความแรงของกรด ค่า pK _a ใดๆ ที่ต่ำกว่า 3 (-log(0.001)) เป็นลักษณะของกรดแก่ ในขณะที่ค่ายิ่งสูง กรดยิ่งอ่อน ความจริงที่เกิดจากสมการเฮนเดอร์สัน-ฮัสเซิลบาคคือค่า pH ของสารละลายบัฟเฟอร์และค่า pK _a ของกรด ณ ขณะนั้น เมื่ออัตราส่วนของความเข้มข้นของกรดที่ไม่แยกตัวกับความเข้มข้นของแอนไอออนที่เกิดจากการแตกตัว ของกรดเท่ากับ 1 โดยที่ล็อก(1) เท่ากับ 0 สภาวะดังกล่าวเกิดขึ้นจากการไทเทรตกรดอ่อนกับเบสแก่ หากเราเพิ่มเบสแก่ในปริมาณที่เท่ากับครึ่งหนึ่งของปริมาณที่จำเป็นสำหรับการทำให้เป็นกลางโดยสมบูรณ์ ของกรด จากนั้นระดับการไทเทรตของสารละลายคือ 50%ในการพึ่งพาระหว่างค่า pH และปริมาตรของไตแตรนต์ที่ใช้ ค่า pH ในพื้นที่บัฟเฟอร์จะเปลี่ยนแปลงค่อนข้างช้า

ตัวอย่าง: บัฟเฟอร์แอมโมเนียม

บัฟเฟอร์อีกประเภทหนึ่งคือแอมโมเนียมบัฟเฟอร์ซึ่งเป็นส่วนผสมของเบสอ่อน (NH ₄ OH) กับกรดแก่ (NH ₄ Cl) อย่างไรก็ตามกลไกนี้คล้ายกันมาก เกลือที่มีอยู่ในของผสมผ่านการแยกตัวออกอย่างสมบูรณ์ และค่าคงที่ของมันคือสมการต่อไปนี้: ในขณะที่เบสแอมโมเนียมนั้นแทบจะไม่แยกออกจากกันในอิเล็กโทรไลต์เข้มข้น (NH ₄ Cl) ด้วยเหตุผลนี้ เราสันนิษฐานว่าความเข้มข้นของ NH ₄ ⁺ ไอออนบวกเท่ากับความเข้มข้นของเกลือ แต่ความเข้มข้นของโมเลกุล NH ₄ OH ที่ไม่แยกตัวจะเหมือนกับความเข้มข้นของเบส สิ่งนี้ทำให้สามารถกำหนดสมการและคำนวณค่า pH ของบัฟเฟอร์นั้นได้ โมเลกุล NH ₄ ⁺ และ Cl ^– ไอออน และ NH ₄ OH ที่มีอยู่ในแอมโมเนียมบัฟเฟอร์ส่งผลให้เมื่อเราเติมกรดหรือเบสลงไป ปฏิกิริยาต่อไปนี้จะเกิดขึ้น: NH ₄ OH + H ⁺ ↔ NH ₄ ⁺ + H ₂ O NH ₄ ⁺ + OH ^– ↔ NH ₄ OH หากเติมเพียงเล็กน้อย การเปลี่ยนแปลงอัตราส่วนความเข้มข้นของเบสต่อเกลือ และการเปลี่ยนแปลงของค่า pH ก็จะน้อยเช่นกัน ในกรณีที่อัตราส่วนของความเข้มข้นเหล่านี้เปลี่ยนแปลงสิบเท่า ค่า pH จะเปลี่ยนหนึ่งหน่วย

ความจุบัฟเฟอร์

คำว่า “ความจุของบัฟเฟอร์” หมายถึงความจุของสารละลายบัฟเฟอร์เพื่อรักษาความเป็นกรดของสารละลายให้คงที่โดยประมาณ แม่นยำยิ่งขึ้น มันคือจำนวนของกรดแก่หรือเบสแก่ที่เทียบเท่ากรัม ซึ่งเมื่อเติมสารละลายบัฟเฟอร์ลงใน 1 dm ³ ค่า pH จะเปลี่ยนค่า pH ของมันไปหนึ่ง สูตรที่กำหนดความจุของบัฟเฟอร์ (β) รวมถึงการขึ้นกับจำนวนโมลของกรด/เบสแก่หลังจากเติมสารละลายบัฟเฟอร์ (Δn, [ml]) และการเปลี่ยนแปลงค่า pH ที่สังเกตได้ขณะเติม ปริมาตรของกรดแก่หรือเบสแก่สารละลายบัฟเฟอร์ (ΔpH) เป็นค่าที่เกี่ยวข้องอย่างมากกับความเข้มข้นของส่วนผสม ซึ่งเพิ่มขึ้นเมื่อเพิ่มขึ้น ค่าสูงสุดของความจุบัฟเฟอร์แสดงลักษณะของสารละลายบัฟเฟอร์ที่มีค่า pH เท่ากับค่าคงที่การแยกตัว (pK _a ) ของกรดที่ใช้ในการผลิต

หลักการทำงานของบัฟเฟอร์ฟอสเฟต

บัฟเฟอร์ประเภทที่ได้รับความนิยมน้อยกว่าคือบัฟเฟอร์ที่มีเกลือของกรดสองชนิด ในกรณีนี้ พวกมันคือเกลือของกรดออร์โธฟอสฟอริก (V) สองชนิด นั่นคือโซเดียมฟอสเฟตโมโนเบสิก (V) และโซเดียมฟอสเฟตไดเบสิก (V) ไม่เหมือนกับบัฟเฟอร์ทั่วไปซึ่งอิงตามหลักการของคู่กรด-เบสของคอนจูเกตของBrønsted ลักษณะของส่วนผสมนั้นไม่ง่ายเลยที่จะระบุ เนื่องจากแอนไอออนที่มีอยู่ในฟอสเฟตบัฟเฟอร์แสดงค่าคุณลักษณะเฉพาะของกรดเบรินสเตด เราควรตรวจสอบความแตกต่างระหว่างทั้งสองอย่างระมัดระวังมากขึ้น ตามหลักการนั้น ไอออนที่เป็นกรดแก่จะต้องมีค่าคงที่การแยกตัวที่สูงกว่า

1. สำหรับ H ₂ PO ₄ ^– K _a = 6.34·10 ^-8
2. สำหรับ HPO ₄ ^-2 K _a = 4.36·10 ^-13

หากเรามีข้อมูลดังกล่าว เราสามารถระบุได้อย่างง่ายดายว่าในกรณีนี้คือไอออนไฮโดรเจน H ₂ PO ₄ ^-13 ซึ่งเป็นกรดเบรินสเตดอย่างอ่อน กลไกการทำงานของบัฟเฟอร์ขึ้นอยู่กับสมดุลไดนามิกที่สามารถแสดงได้ด้วยสมการต่อไปนี้: หากเราเติมกรดจำนวนเล็กน้อยลงในสารละลายบัฟเฟอร์ ระบบจะพยายามป้องกันการเปลี่ยนแปลงค่า pH เนื่องจากปฏิกิริยาการปิดกั้นผลกระทบของไอออนบวก [H ⁺] โดยโปรตอนไฮโดรเจนไอออน ตามข้อมูลต่อไปนี้ สมการ: ความจริงที่ว่ามันเป็นไอออนที่จะทำให้บัฟเฟอร์ที่เติมเข้าไปในสารละลายเป็นกลางนั้นเป็นผลมาจากข้อเท็จจริงที่ว่าไอออนนั้นเป็นเบสของเบรินสเตดที่แรงกว่า ในระบบดังกล่าว เราใช้กฎที่ระบุว่ายิ่งกรดเบรินสเตดเข้มข้นเท่าใด เบสคอนจูเกตก็ยิ่งอ่อนลงเท่านั้น หากเราเติมกรดลงไปในระบบที่มีเบสของเบรินสเตดหลายตัว เบสที่แรงที่สุดจะเป็นเบสตัวแรกที่ทำปฏิกิริยา ความสัมพันธ์นี้เป็นองค์ประกอบที่สำคัญที่สุดในการวิเคราะห์สมดุลที่มีอยู่ในของผสมของสารละลายบัฟเฟอร์ที่เป็นน้ำซึ่งประกอบด้วยของผสมของกรดเบรินสเตดและของผสมของเบสของเบรินสเตดอย่างอ่อน กฎเดียวกันแต่ในลำดับย้อนกลับ ใช้เมื่อเราเติมสารละลายพื้นฐานลงในฟอสเฟตบัฟเฟอร์ OH ^– แอนไอออนจะถูกจับโดยกรดเบรินสเตดที่แรงกว่าซึ่งอยู่ในบัฟเฟอร์แทบจะในทันที ในกรณีนี้ นี่จะเป็นไอออน และปฏิกิริยาจะเกิดขึ้นตามสมการต่อไปนี้:

บัฟเฟอร์ที่รู้จักและแอปพลิเคชัน

1. เลือดคงค่าไว้ที่ 7.35 และ 7.45 หน่วย และรับประกันความเสถียรด้วยการมีอยู่ของกรดคาร์บอนิก ซึ่งส่วนใหญ่อยู่ในรูปของคาร์บอนไดออกไซด์ที่ละลายน้ำและ HCO ^3- เป็นบัฟเฟอร์ที่เป็นกรดอ่อนและเกลือของมัน และการเติมใดๆ ของ กรดหรือเบสในปริมาณที่มากเกินไปจะทำให้เกิดสภาวะที่เป็นอันตรายต่อชีวิตมนุษย์ ตัวอย่างที่คล้ายกันของบัฟเฟอร์คือน้ำลาย ซึ่งมีค่า pH อยู่ที่ประมาณ 7

2. แอมโมเนียม อะซีเตต ฟอสเฟต และบอเรตบัฟเฟอร์ ดังนั้นตามลำดับ:

• NH ₃ + NH ₄ Cl pH = 8 – 11;
• CH ₃ COOH + CH ₃ COONa pH 3,5 – 6;
• K ₂ HPO ₄ + KH ₂ PO ₄ pH = 5,5 – 8;
• H ₃ BO ₃ + Na ₂ B ₄ O ₇ pH = 7 – 9

บัฟเฟอร์ยอดนิยมทั้งหมดถูกนำมาใช้เมื่อจำเป็นต้องรักษาค่า pH ให้อยู่ในระดับคงที่ ตัวอย่างเช่น:

• ในทางการแพทย์โดยให้ทางหลอดเลือดดำแก่ผู้ป่วยในภาวะวิกฤต
• ในการเพาะเลี้ยงจุลินทรีย์ซึ่งปฏิกิริยาของดินเป็นปัจจัยสำคัญ
• ในการทำงานร่วมกับเอ็นไซม์และโปรตีน เพื่อทำให้สภาพแวดล้อมเสถียรสำหรับปฏิกิริยาเคมี
• ในการชุบด้วยไฟฟ้าซึ่งใช้สำหรับอ่างอิเล็กโทรไลต์เนื่องจากช่วยป้องกันการเปลี่ยนแปลงค่า pH อย่างรวดเร็วและรุนแรงในบริเวณใกล้กับอิเล็กโทรด
• สำหรับการสอบเทียบเครื่องวัดค่า pH