Soluție tampon

Titrarea simulată a unei soluții acidificate a unui acid slab (p K a = 4,7) cu alcali

Acesta definește o soluție tampon, o soluție care se opune schimbării pH-ului pentru adăugări moderate de acizi sau baze .

Acestea sunt în general soluții

a unui acid slab și a sării sale formate cu o bază puternică (de exemplu sistemul acidului acetic - acetat de sodiu ) sau, invers,
a unei baze slabe și a sării sale formate cu un acid puternic (de exemplu sistemul de amoniac - clorură de amoniu ) sau
dintr-o sare, o bază slabă și un acid slab
de acizi puternici și baze concentrate.

Soluțiile tampon sunt utilizate pe scară largă în chimia analitică și în acele procese în care este util sau necesar să se stabilizeze pH - ul la valoarea dorită. Caracteristica acestui tip de soluții este puterea de tamponare , definită în mod obișnuit ca cantitatea de acid sau bază puternică care trebuie adăugată la o soluție tampon pentru a obține o variație unitară a pH-ului.

PH-ul soluțiilor tampon

Acid slab și sarea acestuia

Acidul slab HA este ușor disociat; echilibrul de disociere este

{\ce {HA + H2O <=> H3O+ + A-}}

{\ displaystyle {\ ce {HA + H2O <=> H3O + + A-}}}

{\ displaystyle {\ ce {HA + H2O <=> H3O + + A-}}}

care corespunde constantei de disociere a acidului

K_{a}=\mathrm {\frac {[H^{+}][A^{-}]}{[HA]}}

{\ displaystyle K_ {a} = \ mathrm {\ frac {[H ^ {+}] [A ^ {-}]} {[HA]}}}

{\ displaystyle K_ {a} = \ mathrm {\ frac {[H ^ {+}] [A ^ {-}]} {[HA]}}}

sarea MA, pe de altă parte, este complet disociată

${\ce {MA -> M+ + A-}}$ ${\ displaystyle {\ ce {MA -> M + + A-}}}$ ${\ displaystyle {\ ce {MA -> M + + A-}}}$

anionul A ^- produs de sare inversează în continuare disocierea acidului slab. Prin urmare, este posibilă aproximarea concentrației de echilibru a acidului HA cu valoarea sa nominală $C_{a}$ ${\ displaystyle C_ {a}}$ $C_ {a}$ iar concentrația de echilibru a anionului disociat cu cea nominală a sării $C_{s}$ ${\ displaystyle C_ {s}}$ ${\ displaystyle C_ {s}}$ ; expresia constantei de disociere poate fi apoi rescrisă ca

K_{a}={\frac {\mathrm {[H^{+}]} C_{s}}{C_{a}}}

{\ displaystyle K_ {a} = {\ frac {\ mathrm {[H ^ {+}]} C_ {s}} {C_ {a}}}}

{\ displaystyle K_ {a} = {\ frac {\ mathrm {[H ^ {+}]} C_ {s}} {C_ {a}}}}

din care obținem că

\mathrm {[H^{+}]} =K_{a}{\frac {C_{a}}{C_{s}}}

{\ displaystyle \ mathrm {[H ^ {+}]} = K_ {a} {\ frac {C_ {a}} {C_ {s}}}}

{\ displaystyle \ mathrm {[H ^ {+}]} = K_ {a} {\ frac {C_ {a}} {C_ {s}}}}

prin urmare

\mathrm {pH} =\mathrm {p} K_{a}+\log {C_{s}}-\log {C_{a}}\;

{\ displaystyle \ mathrm {pH} = \ mathrm {p} K_ {a} + \ log {C_ {s}} - \ log {C_ {a}} \;}

{\ displaystyle \ mathrm {pH} = \ mathrm {p} K_ {a} + \ log {C_ {s}} - \ log {C_ {a}} \;}

\mathrm {pH} =\mathrm {p} K_{a}+\log \left({\frac {C_{s}}{C_{a}}}\right)

{\ displaystyle \ mathrm {pH} = \ mathrm {p} K_ {a} + \ log \ left ({\ frac {C_ {s}} {C_ {a}}} \ right)}

{\ displaystyle \ mathrm {pH} = \ mathrm {p} K_ {a} + \ log \ left ({\ frac {C_ {s}} {C_ {a}}} \ right)}

cand $C_{a}$ ${\ displaystyle C_ {a}}$ $C_ {a}$ Și $C_{s}$ ${\ displaystyle C_ {s}}$ ${\ displaystyle C_ {s}}$ coincid, pH -ul coincide soluției cu pKa a acidului slab.

Baza slabă și sarea sa

Baza slabă MOH este ușor disociată; echilibrul de disociere este

{\ce {MOH <=> M+ + OH-}}

{\ displaystyle {\ ce {MOH <=> M + + OH-}}}

{\ displaystyle {\ ce {MOH <=> M + + OH-}}}

care corespunde constantei de disociere de bază

K_{b}=\mathrm {\frac {[M^{+}][OH^{-}]}{[MOH]}}

{\ displaystyle K_ {b} = \ mathrm {\ frac {[M ^ {+}] [OH ^ {-}]} {[MOH]}}}

{\ displaystyle K_ {b} = \ mathrm {\ frac {[M ^ {+}] [OH ^ {-}]} {[MOH]}}}

sarea MA, pe de altă parte, este complet disociată

{\ce {MA -> M+ + A-}}

{\ displaystyle {\ ce {MA -> M + + A-}}}

{\ displaystyle {\ ce {MA -> M + + A-}}}

cationul M ⁺ produs de sare inversează, prin urmare, disocierea bazei slabe. Concentrația de echilibru a bazei MOH poate fi apoi aproximată cu valoarea sa nominală $C_{b}$ ${\ displaystyle C_ {b}}$ $C_ {b}$ iar concentrația de echilibru a cationului disociat cu cea nominală a sării $C_{s}$ ${\ displaystyle C_ {s}}$ ${\ displaystyle C_ {s}}$ ; prin urmare, expresia constantei de disociere poate fi rescrisă astfel:

K_{b}={\frac {\mathrm {[OH^{-}]} C_{s}}{C_{b}}}

{\ displaystyle K_ {b} = {\ frac {\ mathrm {[OH ^ {-}]} C_ {s}} {C_ {b}}}}

{\ displaystyle K_ {b} = {\ frac {\ mathrm {[OH ^ {-}]} C_ {s}} {C_ {b}}}}

din care obținem că

\mathrm {[OH^{-}]} =K_{b}{\frac {C_{b}}{C_{s}}}\;

{\ displaystyle \ mathrm {[OH ^ {-}]} = K_ {b} {\ frac {C_ {b}} {C_ {s}}} \;}

{\ displaystyle \ mathrm {[OH ^ {-}]} = K_ {b} {\ frac {C_ {b}} {C_ {s}}} \;}

prin urmare

{\text{pOH}}=\mathrm {p} K_{b}+\log {C_{s}}-\log {C_{b}}\;

{\ displaystyle {\ text {pOH}} = \ mathrm {p} K_ {b} + \ log {C_ {s}} - \ log {C_ {b}} \;}

{\ displaystyle {\ text {pOH}} = \ mathrm {p} K_ {b} + \ log {C_ {s}} - \ log {C_ {b}} \;}

{\text{pH}}=14-\mathrm {p} K_{b}-\log {C_{s}}+\log {C_{b}}\;

{\ displaystyle {\ text {pH}} = 14- \ mathrm {p} K_ {b} - \ log {C_ {s}} + \ log {C_ {b}} \;}

{\ displaystyle {\ text {pH}} = 14- \ mathrm {p} K_ {b} - \ log {C_ {s}} + \ log {C_ {b}} \;}

cand $C_{b}$ ${\ displaystyle C_ {b}}$ $C_ {b}$ Și $C_{s}$ ${\ displaystyle C_ {s}}$ ${\ displaystyle C_ {s}}$ coincid, pH-ul soluției coincide cu complementul a 14 din pK _b al bazei slabe.

Comparație între soluția tamponată și soluția tamponată

Prin adăugarea a 0,01 mol / l de acid puternic (de exemplu, acid clorhidric ) în apă distilată, pH-ul merge de la 7 la 2. Un salt de 5 unități care corespunde unei creșteri de 100.000 de ori a concentrației de ioni H ⁺ liberi .

Prin adăugarea aceleiași cantități de acid puternic la o soluție tampon conținând 0,1 mol / l acid acetic și 0,1 mol / l acetat de sodiu, pH-ul merge de la 4,75 la 4,65. Un salt de doar 0,1 unități.

Sisteme tampon utilizate în mod obișnuit

Ilustrația unei soluții tampon: acetat de sodiu / acid acetic

Constanta de disociere a acidului pentru acid acetic este dată de ecuație

K_{a}=\mathrm {\frac {[H^{+}][CH_{3}COO^{-}]}{[CH_{3}COOH]}}

{\ displaystyle K_ {a} = \ mathrm {\ frac {[H ^ {+}] [CH_ {3} COO ^ {-}]} {[CH_ {3} COOH]}}}

{\ displaystyle K_ {a} = \ mathrm {\ frac {[H ^ {+}] [CH_ {3} COO ^ {-}]} {[CH_ {3} COOH]}}}

Deoarece echilibrul implică doar un acid slab și o bază , se poate presupune că ionizarea acidului acetic și hidroliza ionului acetat sunt neglijabile. Într-un tampon cu o cantitate egală de acid acetic și acetat de sodiu, ecuația de echilibru se simplifică la

K_{a}=\mathrm {[H^{+}]}

{\ displaystyle K_ {a} = \ mathrm {[H ^ {+}]}}

{\ displaystyle K_ {a} = \ mathrm {[H ^ {+}]}}

,

iar pH - ul tamponului, de asemenea, este pK _a .

Pentru a determina efectul de adiție al unui acid puternic precum HCl , următoarea formulă matematică dă noul pH. Deoarece HCl este un acid puternic , se ionizează complet în soluție. Aceasta crește concentrația de H ⁺ în soluție, care apoi neutralizează acetatul urmând această ecuație:

\mathrm {CH_{3}COO_{(aq)}^{-}+H_{(aq)}^{+}\to CH_{3}COOH_{(aq)}}

{\ displaystyle \ mathrm {CH_ {3} COO _ {(aq)} ^ {-} + H _ {(aq)} ^ {+} \ to CH_ {3} COOH _ {(aq)}}}

{\ displaystyle \ mathrm {CH_ {3} COO _ {(aq)} ^ {-} + H _ {(aq)} ^ {+} \ to CH_ {3} COOH _ {(aq)}}}

Ionii de hidrogen consumați modifică numărul real de moli de ioni de acid acetic și acetat:

\mathrm {moli\ di\ CH_{3}COO^{-}=moli\ iniziali\ di\ CH_{3}COO^{-}-moli\ iniziali\ di\ HCl}

{\ displaystyle \ mathrm {moles \ of \ CH_ {3} COO ^ {-} = moles \ initial \ of \ CH_ {3} COO ^ {-} - moles \ initial \ of \ HCl}}

{\ displaystyle \ mathrm {moles \ of \ CH_ {3} COO ^ {-} = inițiale \ moles \ of \ CH_ {3} COO ^ {-} - inițiale \ moles \ of \ HCl}}

\mathrm {moli\ di\ CH_{3}COOH=moli\ iniziali\ di\ CH_{3}COOH+moli\ iniziali\ di\ HCl}

{\ displaystyle \ mathrm {moles \ of \ CH_ {3} COOH = moles \ initial \ of \ CH_ {3} COOH + moles \ initial \ of \ HCl}}

{\ displaystyle \ mathrm {moles \ of \ CH_ {3} COOH = moles \ initial \ of \ CH_ {3} COOH + moles \ initial \ of \ HCl}}

După luarea în considerare a modificării volumului pentru a determina concentrațiile, noul pH poate fi calculat din ecuația Henderson-Hasselbalch . Orice neutralizare va avea ca rezultat o modificare minimă a pH-ului , deoarece se utilizează o scară logaritmică.

Echilibru acido-bazic

Același subiect în detaliu: echilibru acido-bazic .

Reacțiile biochimice sunt deosebit de sensibile la pH, de fapt moleculele biologice conțin grupuri de atomi care pot fi încărcați sau neutri în funcție de pH și acest lucru are un efect asupra activității biologice a moleculei. În organismele multicelulare, fluidul din interiorul celulei și fluidele din jurul celulelor au un pH caracteristic și practic constant, care este menținut de sisteme tampon biologice, cum ar fi sistemul dihidrogen fosfat și sistemul acidului carbonic.

Bibliografie

DC Harris, Chimie analitică cantitativă , Zanichelli, 2005
M. Forina, Introducere în chimia analitică (2 volume), ECIG, 2003

Elemente conexe

linkuri externe

Calculul PH al soluțiilor tampon - program freeware , la www2.iq.usp.br.

Portalul chimiei : portalul științei compoziției, proprietăților și transformărilor materiei

V · D · M Soluții chimice
Soluţie	Soluția ideală · Soluție apoasă · soluție solidă · Soluție tampon · Teoria Flory-Huggins · Blend · Suspensii · coloidul · Diagrama de fază · Punct eutectic · League · Saturație · suprasaturare · dilutie serială · diluare (equation) · aparent Proprietăți molare · Gap de miscibilitate
Concentraţie și cantități aferente	Concentrarea Molar · concentrare în masă · Număr Concentrație · Volum Concentrație · Normal · Procent Solution · molalitate · fracție molara · fracție de masa · izotopului · raportul de amestecare · Diagrama ternară
Solubilitate	Constanta de solubilitate · Solide totale dizolvate · Solvare · sfera de solvabilitate · entalpia soluției · rețea Energie · Legea lui Raoult · Legea lui Henry · Solubilitatea la masă (date) · Solubilitatea hârtiei
Solvent	( Categorie ) · constantă de disociere a acidului · solvent protic · Solvenți neorganici apoși · Solvare · Lista informațiilor de fierbere și înghețarea solvenților · Coeficientul de partiție (chimie) · Polaritatea chimică · Hidrofob · Hidrofil · Liposolubil · amfifilic · ion leon · Ion liate

V · D · M Acizi și baze
Acid-bazic Reacția · extracție acid-baza · K disociere acidă · K de disociere de bază · funcția de aciditate Soluție tampon · pH · Proton de afinitate · autoionizare · Teorie acid-bază Lewis · Cuplu frustrat de Lewis
Acizi	Acid Lewis · acid mineral · Acid organic · Acid puternic · superacid · Acid slab
Bazele	Baza Lewis · Baza organică · bază puternică · Superbase · bază slabă