6. Bufory

Katedra i Zakład Chemii Medycznej

Ćwiczenie 6: Bufory Wiele reakcji chemicznych i procesów biologicznych przebiega prawidłowo tylko przy określonej wartości pH środowiska. Np.: pH soku żołądkowego wynosi około 1 i niewielkie zmiany mogą być przyczyną zaburzenia trawienia. Wartość pH ma wpływ na wzrost roślin, drobnoustrojów, aktywność enzymów oraz przebieg procesów przemysłowych. Mieszaniny, które posiadają zdolność zachowania stałego pH, nazywane są buforami. Roztwory buforowe (moderatory) mogą być mieszaninami: 1) słabych kwasów i ich soli z mocnymi zasadami, np. bufor octanowy: (CH3COOH + CH3COONa) 2) słabych zasad i ich soli z mocnymi kwasami, np. bufor amonowy: (NH3·H2O + NH4Cl) 3) soli kwasów wieloprotonowych, np. bufor fosforanowy: (NaH2PO4 + Na2HPO4) 4) bufor może także tworzyć substancja, w której budowie znajdują się zarówno grupy o charakterze kwasowym, jak i zasadowym, np. białko może zawierać zasadowe grupy NH2 i kwasowe COOH 5) właściwości buforów mogą także wykazywać stężone roztwory mocnych kwasów lub mocnych zasad.

Mechanizm działania i pH buforu octanowego Bufor octanowy jest mieszaniną kwasu octowego (CH3COOH) i octanu sodu (CH3COONa). Kwas octowy dysocjuje wg równania: CH3COOH → CH3COO- + H+ a jego stała dysocjacji kwasowej ma postać [H+] · [CH3COO-] Ka = [CH3OOH] Dysocjację octanu sodu przedstawia równanie: CH3COONa → CH3COO- + Na+ Jeżeli do tak sporządzonej mieszaniny dodamy mocnego kwasu, wówczas nadmiar jonów wodorowych zostanie związany przez jony octanowe, a produktem reakcji będzie słabo zdysocjowany kwas octowy: CH3COO- + H+→ CH3COOH Po wprowadzeniu mocnej zasady nadmiar jonów wodorotlenowych zostanie usunięty w wyniku zajścia reakcji: CH3COOH + OH-→ CH3COO- + H2O Octan sodu jako mocny elektrolit zdysocjowany jest całkowicie. Dysocjacja słabego elektrolitu kwasu octowego zostaje cofnięta wskutek wprowadzenia do roztworu dużej ilości jonów octanowych pochodzących z dysocjacji CH3COONa. Stężenie molowe części niezdysocjowanej kwasu można zatem uznać za równe jego całkowitemu stężeniu [CH3OOH] = Ca, natomiast stężenie jonów octanowych za równe stężeniu soli [CH3OO-] = Cs. Wzór na stałą dysocjacji przyjmie wtedy postać: [H+] · Cs Ka = Ca skąd Ka · Ca [H+] = Cs Podstawiając pH = -log [H+] i pKa = -log Ka

otrzymujemy wzór na pH buforu octanowego, tzw. równanie HendersonaHasselbalcha

-1-

Katedra i Zakład Chemii Medycznej Ca pH = pKa - log

Cs lub

pH = pKa + log Ca

Cs

Mechanizm działania i pH buforu amonowego Bufor amonowy jest mieszaniną amoniaku (NH3·H2O) i chlorku amonu (NH4Cl). Amoniak ulega reakcji z wodą wg równania: NH3 + H2O → NH4+ + OHReakcję tę należy traktować jako swego rodzaju „dysocjację” amoniaku i w dalszych rozważaniach stosować wzór na stałą dysocjacji [NH4+] · [OH-] Kb = [NH3] · [H2O] Ponieważ [H2O] w roztworze wodnym jest wielkością stałą, a zatem [NH4+] · [OH-] Kb = [NH3] Dysocjację chlorku amonu przedstawia równanie: NH4Cl → NH4+ + ClJeżeli do tak sporządzonej mieszaniny dodamy mocnego kwasu, wówczas nadmiar jonów wodorowych zostanie związany przez cząsteczki amoniaku, a produktem reakcji będzie jon amonowy: NH3 + H+→ NH4+ Po wprowadzeniu mocnej zasady nadmiar jonów wodorotlenowych zostanie usunięty w wyniku zajścia reakcji: NH4+ + OH-→ NH3 + H2O której produktem jest słabo dysocjujący amoniak. Chlorek amonu jako mocny elektrolit zdysocjowany jest całkowicie. Dysocjacja słabego elektrolitu, jakim jest amoniak, zostaje cofnięta wskutek wprowadzenia do roztworu dużej ilości jonów amonowych pochodzących z dysocjacji NH4Cl. Stężenie molowe części niezdysocjowanej amoniaku można zatem uznać za równe całkowitemu stężeniu tej substancji [NH3] = Cb natomiast stężenie jonów amonowych za równe stężeniu soli [NH4+] = Cs Wzór na stałą dysocjacji przyjmie wtedy postać: [OH-] · Cs Kb = Cb skąd Kb · Cb [OH-] = Cs Podstawiając: pOH = -log [OH-] i pKb = -log Kb otrzymujemy wzór na pOH Cb pOH = pKb – log Cs a następnie na pH buforu amonowego Cb pH = 14 - pOH = 14 – pKb + log Cs

-2-

Katedra i Zakład Chemii Medycznej

Mechanizm działania i pH buforu fosforanowego Bufor fosforanowy jest mieszaniną diwodorofosforanu(V) sodu (NaH2PO4) i wodorofosforanu(V) sodu (Na2HPO4). Drugi etap dysocjacji kwasu fosforowego(V) H3PO4 przedstawia równanie: H2PO4- → HPO42- + H+ a jego druga stała dysocjacji kwasowej ma postać [H+] · [HPO42-] Ka2 = [H2PO4-] Dysocjację diwodorofosforanu(V) sodu przedstawia równanie: NaH2PO4 → H2PO4- + Na+ natomiast wodorofosforanu(V) sodu Na2HPO4 → HPO42- + 2Na+ Jeżeli do tak sporządzonej mieszaniny dodamy mocnego kwasu, wówczas nadmiar jonów wodorowych zostanie związany przez jony HPO42HPO42- + H+ → H2PO4Po wprowadzeniu mocnej zasady nadmiar jonów wodorotlenowych zostanie usunięty w wyniku zajścia reakcji: H2PO4- + OH- → HPO42- + H2O Ponieważ oba fosforany jako sole dobrze rozpuszczalne w wodzie są zdysocjowane całkowicie, możemy przyjąć, że stężenie molowe jonów H2PO4- jest równe stężeniu NaH2PO4, natomiast stężenie molowe jonów HPO42- jest równe stężeniu Na2HPO4. Wzór na stałą dysocjacji przyjmie wtedy postać: [H+] · [Na2HPO4] Ka2 = [NaH2PO4] skąd Ka2 · [NaH2PO4] [H+] = [Na2HPO4] Podstawiając pH = -log [H+] i pKa2 = -log Ka2 otrzymujemy wzór na pH buforu fosforanowego [NaH2PO4] [Na2HPO4] pH = pKa2 - log lub pH = pKa2 + log [Na2HPO4] [NaH2PO4]

Pojemność buforowa Ze wzorów na pH poszczególnych buforów wynika, że pH zależy jedynie od stosunku stężeń poszczególnych składników a nie od wartości tych stężeń. Stężenia składników wywierają natomiast wpływ na tzw. pojemność buforową (β). Jest to ilość moli mocnego kwasu lub mocnej zasady, która powoduje zmianę objętości 1 dm3 buforu o jednostkę. ∆ HA β= –

∆ BOH β=

∆ pH

∆ pH

∆ HA, ∆ BOH – dodana ilość moli kwasu lub zasady do objętości 1 dm3 buforu ∆ pH – zmiana pH

-3-

Katedra i Zakład Chemii Medycznej

CZĘŚĆ PRAKTYCZ(A Sporządzanie i pomiar pH buforu 1.

Bufor węglanowy (aHCO3/(a2CO3

Sporządzić roztwory Na2CO3 i NaHCO3 o stężeniu 0,2 mol/dm3: Roztwór A - 0,2-molowy roztwór Na2CO3. Odważyć 2,12 g bezwodnego Na2CO3 lub 5,72 g Na2CO3·10H2O, przenieść odważkę na lejek umieszczony w szyjce kolby miarowej o pojemności 100 cm3 i spłukać wodą. Mieszać do całkowitego rozpuszczenia, a następnie uzupełnić wodą do kreski. Roztwór B - 0,2-molowy roztwór NaHCO3. Odważyć 1,68 g bezwodnego NaHCO3, przenieść odważkę na lejek umieszczony w szyjce kolby miarowej o pojemności 100 cm3 i spłukać wodą. Mieszać do całkowitego rozpuszczenia, a następnie uzupełnić wodą do kreski. W celu otrzymania buforu o żądanym pH należy zmieszać w kolbie miarowej o pojemności 100 cm3 ilości roztworów A i B podane w tabeli 1 i uzupełnić wodą destylowaną do kreski. Tabela 1. pH 9,2 9,5 9,8 10,1 10,4

Roztwór A [cm3] 2,00 6,50 11,00 15,00 19,25

Roztwór B [cm3] 23,00 18,50 14,00 10,00 5,75

2. Bufor octanowy CH3COOH/CH3COO(a wg Walpole’a Sporządzić roztwory CH3COOH i CH3COONa o stężeniu 0,2 mol/dm3: Roztwór A - 0,2-molowy roztwór CH3COOH. Odmierzyć za pomocą pipety miarowej 1,15 cm3 lodowatego kwasu octowego, przenieść do kolby miarowej o pojemności 100 cm3 i uzupełnić wodą do kreski. Roztwór B - 0,2-molowy roztwór CH3COONa. Odważyć 1,64 g bezwodnego CH3COONa, przenieść na lejek umieszczony w szyjce kolby miarowej o pojemności 100 cm3 i spłukać wodą. Mieszać do całkowitego rozpuszczenia, a następnie uzupełnić wodą do kreski. Aby otrzymać bufor o żądanym pH należy zmieszać podane w tabeli 2 ilości roztworów A i B. Tabela 2. pH 3,6 4,0 4,4 4,8 5,2 5,6

Roztwór A [cm3] 18,5 16,4 12,6 8,0 4,2 1,9

Roztwór B [cm3] 1,5 3,6 7,4 12,0 15,8 18,1

-4-

Katedra i Zakład Chemii Medycznej

3. Bufor fosforanowy KH2PO4/(a2HPO4 wg Michaelisa Sporządzić roztwory KH2PO4 i Na2HPO4 o stężeniu 1/15 mol/dm3: Roztwór A – 1/15-molowy roztwór KH2PO4. Odważyć 0,91 g bezwodnego KH2PO4, przenieść odważkę na lejek umieszczony w szyjce kolby miarowej o pojemności 100 cm3 i spłukać wodą. Mieszać do całkowitego rozpuszczenia, a następnie uzupełnić wodą do kreski. Roztwór B – 1/15-molowy roztwór Na2HPO4. Odważyć 1,19 g Na2HPO4·2H2O lub 2,39 g Na2HPO4·12 H2O, przenieść odważkę na lejek umieszczony w szyjce kolby miarowej o pojemności 100 cm3 i spłukać wodą. Mieszać do całkowitego rozpuszczenia, a następnie uzupełnić wodą do kreski. Aby otrzymać bufor o żądanym pH należy zmieszać podane w tabeli 3 ilości roztworów A i B. Tabela 3. pH Roztwór A [cm3] Roztwór B [cm3] 5,59 19,0 1,0 6,24 16,0 4,0 6,98 8,0 12,0 7,38 4,0 16,0 7,90 1,0 19,0 8,30 20,0

Oznaczanie pH nieznanego roztworu Wykonanie: Należy dokonać pomiaru pH otrzymanego roztworu stosując podane niżej metody: 1. Za pomocą papierka wskaźnikowego – pomiar wstępny z dokładnością do jednej jednostki pH Umieścić na szkiełku zegarkowym uniwersalny papierek wskaźnikowy zwilżony kroplą badanego roztworu przeniesioną przy pomocy czystej bagietki i pozostawić na około 30 sekund. Porównać barwę papierka ze skalą barw i ustalić pH. 2. Za pomocą wskaźnika - pomiar z dokładnością do 0,3–0,4 jednostki pH Znając przybliżoną wartość pH otrzymanego roztworu sporządzić cztery bufory tak dobrane, aby pH roztworu badanego znajdowało się w środku wybranego zakresu. Do każdego buforu oraz do roztworu badanego dodać taką samą ilość wskaźnika, którego zakres zmiany barwy obejmuje pH sporządzonych buforów. Porównać barwę roztworu badanego z barwami sporządzonych buforów o znanym pH. Roztwory o tej samej barwie posiadają zbliżone wartości pH. 3. Za pomocą pH-metru - pomiar z dokładnością do 0,05 jednostki pH Najdokładniej można zmierzyć pH roztworu za pomocą pH-metru. W urządzeniu tym najważniejszy element stanowi tzw. elektroda kombinowana, którą należy umieścić w badanym roztworze. Stanowi ją ogniwo składające się z dwóch połączonych ze sobą elektrod: pierwsza jest tzw. elektrodą wskaźnikową, której potencjał zależny jest od pH roztworu, druga jest elektrodą porównawczą o potencjale stałym, niezależnym od pH. Elektroda kombinowana jest połączona z woltomierzem, który pozwala zmierzyć siłę elektromotoryczną (SEM) takiego ogniwa. Urządzenie to posiada wbudowany układ elektroniczny dokonujący obliczeń pozwalających wyznaczyć pH badanego roztworu na podstawie wartości zmierzonego SEM.

Pomiar pojemności buforowej 1. Wyznaczanie pojemności buforowej wobec zasady Wykonanie Do kolby stożkowej Erlenmayera o pojemności 25 cm3 odmierzyć 10 cm3 HCl o stężeniu 10-5 mol/dm3 (pH ok. 5) Za pomocą pH-metru zmierzyć dokładne pH. Następnie dodać 8 kropli czerwieni metylowej i dodawać z biurety roztwór NaOH o stężeniu 0,1 mol/dm3 do zmiany barwy z różowej na jasnożółtą utrzymującej się po zamieszaniu. Uwaga! Zmiana barwy może nastąpić już po dodaniu 1-2 kropli roztworu NaOH. Za pomocą pH-metru zmierzyć pH po dodaniu NaOH.

-5-

Katedra i Zakład Chemii Medycznej Do kolby stożkowej Erlenmayera o pojemności 25 cm3 odmierzyć 10 cm3 buforu o pH ok. 5. Za pomocą pH-metru zmierzyć dokładne pH, dodać 8 kropli czerwieni metylowej a następnie dodawać z biurety roztwór NaOH o stężeniu 0,1 mol/dm3 do zmiany barwy z różowej na jasnożółtą utrzymującej się po zamieszaniu. Odczytać dodaną ilość cm3 roztworu NaOH (V) i zmierzyć pH po dodaniu NaOH. Interpretacja Rozcieńczony (10-5 mol/dm3) HCl nie wykazuje właściwości buforu dlatego już bardzo niewielka ilość roztworu NaOH o stężeniu 0,1 mol/dm3 powoduje znaczne zwiększenie pH i zmianę barwy wskaźnika. Natomiast w przypadku roztworu buforowego składnik kwasowy reaguje z jonami OH- i w celu zwiększenia pH należy wprowadzić dużo większą ilość roztworu NaOH. Obliczenia: na 10 cm3 buforu zużywa się V cm3 roztworu NaOH (c = 0,1 mol/dm3) 3 x cm3 roztworu NaOH (c = 0,1 mol/dm3) na 1000 cm buforu zużywa się 1000 · V x = 10 x · 0,1 ilość moli NaOH (∆ NaOH) = 1000 ∆ NaOH Pojemność buforowa wobec zasady β = ∆ pH 2. Wyznaczanie pojemności buforowej wobec kwasu Wykonanie Do kolby stożkowej Erlenmayera o pojemności 25 cm3 odmierzyć 10 cm3 HCl o stężeniu 10-5 mol/dm3 (pH ok. 5) Za pomocą pH-metru zmierzyć dokładne pH. Następnie dodać 8 kropli zieleni bromokrezolowej i dodawać z biurety roztwór HCl o stężeniu 0,1 mol/dm3 do zmiany barwy z zielono-niebieskiej na jasnożółtą utrzymującej się po zamieszaniu. Uwaga! Zmiana barwy może nastąpić już po dodaniu 1-2 kropli roztworu HCl. Za pomocą pH-metru zmierzyć pH po dodaniu HCl. Do kolby stożkowej Erlenmayera o pojemności 25 cm3 odmierzyć 10 cm3 buforu o pH ok. 5. Za pomocą pH-metru zmierzyć pH, dodać 8 kropli zieleni bromokrezolowej i dodawać z biurety roztwór HCl o stężeniu 0,1 mol/dm3 do zmiany barwy z zielono-niebieskiej na jasnożółtą utrzymującej się po zamieszaniu. Odczytać dodaną ilość cm3 roztworu HCl (V) i zmierzyć pH po dodaniu HCl. Interpretacja Rozcieńczony (10-5 mol/dm3) kwas solny nie wykazuje właściwości buforu dlatego już jedna kropla roztworu HCl o stężeniu 0,10 mol/dm3 powoduje znaczne zmniejszenie pH i zmianę barwy wskaźnika. Natomiast w przypadku roztworu buforowego składnik zasadowy reaguje z jonami H+ i w celu zmniejszenia pH należy wprowadzić dużo większą ilość roztworu HCl. Obliczenia: na 10 cm3 buforu zużywa się - V cm3 roztworu HCl (c = 0,1 mol/dm3) 3 na 1000 cm buforu zużywa się x cm3 roztworu HCl (c = 0,1 mol/dm3) 1000 · V x = 10 x · 0,1 ilość moli HCl (∆ HCl) = 1000 ∆ HCl Pojemność buforowa wobec kwasu β = − ∆ pH

-6-