Buffertar fungerar som stötdämpare
Vad är en buffert?
- "Stötdämpare" för förändringar i H+-koncentrationen.
Hur gör man en buffert?
- Blandar en svag syra + dess motsvarande salt (egentligen dess korresponderande bas), i relativt höga koncentrationer.
Exempel
- Ättiksyra + natriumacetat (HAc + NaAc)
- Ammoniak + ammoniumklorid (NH3 + NH4Cl)
- Kolsyra + natriumvätekarbonat (H2CO3 + NaHCO3) (viktig i våra kroppar!)
Lokets buffert dämpar stöten när den stöter i en vagn.
Svag syra eller bas + dess motsvarande salt, relativt höga koncentrationer.
Exempel:
- Ättiksyra + natriumacetat (HAc + NaAc)
- Ammoniak + ammoniumklorid (NH3 + NH4Cl)
- Kolsyra + natriumvätekarbonat (H2CO3 + NaHCO3)
Rent vatten vs. buffert
I avjonat vatten med BTB (a, b) ändras pH kraftigt även vid tillsats av en liten mängd saltsyra- eller natriumhydroxidlösning. I en buffert med BTB (c, d) ändras pH knappt, även vid tillsats av relativt stora mängder sur eller basisk lösning.
Rent vatten:
- pH ändras kraftigt redan vid tillsats av en liten mängd syra eller bas.
Buffert
- pH ändras nästan inte alls vid tillsats av en liten mängd syra eller bas.
Bufferten innehåller både en syra och en bas på samma gång
Exempel: En acetatbuffert innehåller både ättiksyra (HAc) och dess korresponderande bas, acetatjoner (Ac–) i relativt höga koncentrationer.
- Basen (acetatjonerna, Ac–) "tar hand" om vätejonerna om en syra tillsätts.
- Syran (ättiksyramolekylerna, HAc), "tar hand" om hydroxidjonerna om en bas tillsätts.
Vid tillsats av syra till en buffert tar buffertens bas (i det här fallet acetatjonerna) upp överskottet på vätejoner. Därmed ändras inte lösningens vätejonkoncentration (nästan alls), utan förblir densamma.
Vid tillsats av bas till en buffert avger buffertens syra (i det här fallet ättiksyran) vätejoner till överskottet av hydroxidjoner. Därmed ändras inte lösningens vätejonkoncentration (nästan alls), utan förblir densamma.
Hur en buffert funkar (enligt Le Chateliers princip)
(a) Buffertsystemet är i jämvikt. (b) En liten mängd syra (H+) sätts till lösningen. Jämvikten rubbas, och går åt vänster (enligt Le Chateliers princip). (c) När systemet åter nått jämvikt är koncentrationen H+ åter ungefär lika låg som innan.
(a) Buffertsystemet är i jämvikt. (b) En liten mängd bas (OH–) sätts till lösningen. Den reagerar med H+ och bildar vatten, vilket gör att [H+] sjunker. Jämvikten rubbas, och går åt höger (enligt Le Chateliers princip). (c) När systemet åter nått jämvikt är koncentrationen H+ åter ungefär lika hög som innan.
Buffertar är livsviktiga!
Proteiner fungerar bara vid ett visst pH.
- Icke-fungerande proteiner ⇒ cellen och organismen dör.
Buffertsystem i kroppen (blodet): H2CO3/HCO\(_3^-\).
- Du dör inte av en Coca-Cola!
- Men du kan dö av för mycket etanol…
- Omvandlas till ättiksyra vid nedbrytningen i levern.
Olika jordars buffrande förmåga
Olika jordarter (och jordmåner) har olika buffrande förmåga.
Humuspartiklar buffrar markens pH
Humuspartiklar är mycket små, vilket medför att de får stor yta.
Positiva joner binder till humuspartiklarna.
Vid surt regn:
- Viktiga metalljoner lakas ur!
- Ex. magnesium (Mg2+) behövs till växternas klorofyll.
Surt regn lakar ut viktiga metalljoner ur marken.
Beräkning av pH i en buffertlösning
0,10 mol HAc och 0,10 mol NaAc löses i vatten, och spädes till 1,00 l. \(K_\text{a}\) för reaktionen
HAc + H2O ⇌ H3O+ + Ac–
är 1,8 · 10–5 M. Vilket är den spädda lösningens pH?
Lösning
Tabelldags!
|
| [HAc] (M) | [H+] (M) | [Ac–] (M) |
| Före protolys | \[0,10\] | \[0\] | \[0,10\] |
| Ändring | \[-x\] | \[+x\] | \[+x\] |
| Vid jämvikt | \[0,10-x\] | \[x\] | \[0,10+x\] |
Vi beräknar vätejonkoncentrationen \(x\).
\[K_{\text{a}} = \frac {[\text{H}^+][\text{Ac}^-]}{[\text{HAc}]} \Leftrightarrow [\text{H}^+] = K_{\text{a}} \cdot \frac {[\text{HAc}]}{[\text{Ac}^-]} \hspace{100cm}\]
\[x = 1,8\cdot 10^{-5}\text{M} \cdot \frac {(0,10-x)\text{M}}{(0,10+x)\text{M}} \hspace{100cm}\]
Ekvationen går att lösa, men det blir en andragradsekvation. För att förenkla beräkningen, kan vi pröva om det går bra att försumma x bredvid 0,10. (Detta kan vi endast göra om x << 0,10!)
\[x \approx 1,8\cdot 10^{-5}\text{M} \cdot \frac {0,10\text{M}}{0,10\text{M}} \hspace{100cm}\]
\[[\text{H}^+] = x \approx 1,8\cdot 10^{-5}\text{M} \hspace{100cm}\]
Eftersom \(x \ll 0,10\) kan vi konstatera att det går bra att försumma \(x\) bredvid 0,10. Vi beräknar pH:
\[\text{pH} = -\lg(1,8\cdot 10^{-5}) = 4,74 \hspace{100cm}\]
Buffertformeln
\[[\text{H}^+] = K_{\text{a}} \cdot \frac {c_{\text{syra}}}{c_{\text{bas}}} \hspace{100cm}\]
\[\text{pH} = \text{p}K_{\text{a}}-\lg \left(\frac{c_{\text{syra}}}{c_{\text{bas}}}\right) \hspace{100cm}\]
Ett till exempel!
Beräkna pH för lösningen som man får genom att blanda 20,0 ml 0,100 M HAc med 30 ml 0,100 M NaAc!
\[c_{\text{HAc}} = \frac {0,020\text{dm}^3 \cdot 0,100\text{mol/dm}^3}{0,050\text{dm}^3} = 0,0400\text{mol/dm}^3 \hspace{100cm}\]
\[c_{\text{NaAc}} = \frac {0,030\text{dm}^3 \cdot 0,100\text{mol/dm}^3}{0,050\text{dm}^3} = 0,0600\text{mol/dm}^3 \hspace{100cm}\]
Efter jämvikt: [HAc] ≈ 0,0400 M; [Ac–] ≈ 0,0600 M (eftersom ättiksyran HAc protolyseras i så liten omfattning).
\[[\text{H}^+] = 1,8 \cdot 10^{-5}\text{M} \cdot \frac {0,0400\text{M}}{0,0600\text{M}} = 1,2 \cdot 10^{-5}\text{M} \hspace{100cm}\]
\[\text{pH} = -\lg(1,2 \cdot 10^{-5}) = 4,92 \hspace{100cm}\]
