- Característiques
- composició
- Neutralitzen tant àcids com a bases
- eficiència
- preparació
- exemples
- referències
Les solucions amortidores o buffers són aquelles que poden disminuir els canvis de pH a causa dels ions H 3 O + i OH -. En absència d'aquestes, alguns sistemes (com els fisiològics) es veuen perjudicats, a l'ésser seus components molt sensibles als canvis bruscos de pH.
Així com els amortidors en els automòbils disminueixen l'impacte ocasionat pel seu moviment, els buffers fan el mateix però amb l'acidesa o basicitat de la solució. Més encara, les solucions amortidores estableixen un rang de pH específic dins el qual són eficients.
Altrament, els ions H 3 O + acidificarán la solució (el pH baixa a valors per sota de 6), portant com a conseqüència una possible alteració en el rendiment de la reacció. El mateix exemple pot aplicar per a valors de pH bàsics, és a dir, majors a 7.
Característiques
composició
En essència estan compostes d'un àcid (HA) o una base feble (B), i sals de la seva base o àcid conjugats. En conseqüència, hi ha dos tipus: memòries intermèdies àcids i buffers alcalins.
Els buffers àcids corresponen a el parell HA / A -, on A - és la base conjugada de l'àcid feble HA i interacciona amb ions -com els Na + - per formar sals sòdiques. Sent d'aquesta manera, el parell queda com HA / NAA, encara que també poden ser sals de potassi o calci.
A l'derivar d'l'àcid feble HA, amorteix rangs de pH àcids (menors a 7) segons la següent equació:
HA + OH - => A - + H 2 O
No obstant això, a l'ésser un àcid feble, la seva base conjugada s'hidrolitza parcialment per regenerar part de l'HA consumit:
A - + H 2 O <=> HA + OH -
D'altra banda, els buffers alcalins consisteixen de el parell B / HB +, on HB + és l'àcid conjugat de la base feble. Generalment, HB + forma sals amb ions clorurs, quedant el parell com a B / HBCl. Aquests buffers esmorteeixen rangs de pH bàsics (majors a 7):
B + H 3 O + => HB + + H 2 O
I, novament, HB + pot hidrolitzar parcialment per regenerar part de B consumit:
HB + + H 2 O <=> B + H 3 O +
Neutralitzen tant àcids com a bases
Si bé els buffers àcids esmorteeixen pH àcids i els buffers alcalins pH bàsics, tots dos poden reaccionar amb els ions H 3 O + i OH - a través d'aquestes sèries d'equacions químiques:
A - + H 3 O + => HA + H 2 O
HB + + OH - => B + H 2 O
D'aquesta manera, per al cas de la parella HA / A -, HA reacciona amb els ions OH -, mentre que A - -la seva base conjugada- reacciona amb els H 3 O +. Quant el parell B / HB +, B reacciona amb els ions H 3 O +, mentre que HB + -el seu àcid conjugado- amb els OH -.
Això els permet a ambdues solucions amortidores neutralitzar tant espècies àcides com bàsiques. El resultat de l'anterior davant, per exemple, la constant addició de mols d'OH -, és el descens de la variació de pH (ΔpH):
A la imatge superior es mostra l'amortiment de l'pH enfront d'una base forta (donadora de l'OH -).
Inicialment el pH és àcid a causa de la presència d'HA. Quan s'agrega la base forta, es formen els primers mols d'A - i el buffer comença a fer efecte.
No obstant això, hi ha una zona de la corba on el pendent és menys pronunciada; és a dir, on la amortiment és més eficient (quadre blavós).
eficiència
Hi ha diverses maneres d'entendre el concepte d'eficiència amortidora. Una d'aquestes és determinar la segona derivada de la corba pH versus el volum de base, buidant V per al valor mínim, el qual és Veq / 2.
Veq és el volum en el punt d'equivalència; aquest és el volum de base necessària per neutralitzar tot l'àcid.
Una altra forma de entendre-ho és mitjançant la famosa equació d'Henderson-Hasselbalch:
pH = pK a + log (/)
Aquí B denota la base, A l'àcid, i pK a és el menor logaritme de la constant d'acidesa. Aquesta equació s'aplica tant per a l'espècie àcida HA, com per l'àcid conjugat HB +.
Si és molt gran respecte a, el log () pren un valor molt negatiu, el qual se li resta a l'pK a. Si per contra és molt petita respecte a, el valor de log () pren un valor molt positiu, el qual se suma a pK a. No obstant això, quan =, el log () val 0 i el pH = pK a.
Què significa tot això exposat? Que el ΔpH serà més gran en els extrems considerats per l'equació, mentre que serà mínim amb un pH igual a l'pK a; i com el pK a és característic de cada àcid, aquest valor determina el rang pK a ± 1.
Els valors de pH dins d'aquest rang són aquells en què el buffer és més eficient.
preparació
Per preparar una solució amortidora cal tenir en ment els següents passos:
- Conèixer el pH requerit i, per tant, el que es vol mantenir el més constant possible durant la reacció o procés.
- Coneixent el pH, es busca entre tots els àcids febles, aquells el pK a s'aproximi més a aquest valor.
- Escollida l'espècie HA i calculada la concentració de la memòria intermèdia (depenent de quanta base o àcid es requereixi neutralitzar), es pesa la quantitat necessària de la seva sal sòdica.
exemples
L'àcid acètic posseeix un pK a de 4,75, CH 3 COOH; per tant, una barreja de quantitats determinades d'aquest àcid i l'acetat de sodi, CH 3 COONa, formen un buffer que amorteix eficientment en el rang de pH (3,75-5,75).
Altres exemples d'àcids monopróticos són els àcids benzoic (C 6 H 5 COOH) i fòrmic (HCOOH). Per a cada un d'aquests seus valors de pK a són 4,18 i 3,68; per tant, els seus rangs de pH de major amortiment són (3,18-5,18) i (2,68-4,68).
D'altra banda, els àcids polipròtics com el fosfòric (H 3 PO 4) i el carbònic (H 2 CO 3) posseeixen tants valors de pK a com de protons puguin alliberar. Així, l'H 3 PO 4 té tres pK a (2,12, 7,21 i 12,67) i l'H 2 CO 3 té dos (6,352 i 10,329).
Si es desitja mantenir un pH de 3 en una solució, es pot triar entre els buffer HCOONa / HCOOH (pK a = 3,68) i NaH 2 PO 4 / H 3 PO 4 (pK a = 2,12).
El primer buffer, el de l'àcid fòrmic, es troba més a prop de el pH 3 que el buffer d'àcid fosfòric; per tant, HCOONa / HCOOH amorteix millor a pH 3 que NaH 2 PO 4 / H 3 PO 4.
referències
- Day, R., & Underwood, A. Química Analítica Quantitativa (cinquena ed.). PEARSON Prentice Hall, pàg 188-194.
- Avsar Aras. (20 d'abril de 2013). Mini Xocs. Recuperat el 09 de maig de 2018, de: commons.wikimedia.org
- Wikipedia. (2018). Buffer solution. Recuperat el 09 de maig de 2018, de: en.wikipedia.org
- Assoc. Prof. Lubomir Makedonski, PhD.. Buffer solutions. Medical University of Varna.
- Chem Collective. Buffer tutorials. Recuperat el 09 de maig de 2018, de: chemcollective.org
- askIITians. (2018). Buffer Solution. Recuperat el 09 de maig de 2018, de: askiitians.com
- Quimicas.net (2018). Exemples de Solucions amortidores, Buffer o Tampó. Recuperat el 09 de maig de 2018, de: quimicas.net