Buffertlösningar är en av de viktigaste typerna av kemiskt reagens som används i kemisk forskning, biologisk forskning och industri. Deras användbarhet beror främst på deras förmåga att motstå förändringar i pH. Om du har uppmärksammat i vetenskapsklassen kan du komma ihåg att pH är en enhet av en lösnings surhet. För syftet med denna diskussion kan surhet definieras som koncentrationen av vätejoner (H +) i lösning. Hur sur en lösning påverkar vilka reaktioner som sker och hur snabbt. Förmågan att kontrollera pH är avgörande för att framgångsrikt slutföra ett stort antal kemiska reaktioner, och så har buffertlösningar ett stort antal applikationer. Men först är det viktigt att förstå hur buffertlösningar fungerar.
Syror och konjugatbaser
Buffertlösningar är vanligtvis en kombination av en syra och dess konjugatbas. Som vi lärde oss ovan kan surhet definieras som koncentrationen av H + joner i lösning. Syror är därför föreningar som frisätter H + joner i lösning. Om syror ökar koncentrationen av H + följer det att motsatserna, baserna, minskar H + -koncentrationen.
När en syra förlorar en H + skapar den en konjugatbas. Detta illustreras bäst genom att ta ett exempel, såsom CH3COOH (ättiksyra). När CH3COOH verkar som en syra, dissocierar den till H + och CH3COO- (acetat). CH3COO- är en bas, eftersom den kan acceptera H + för att skapa ättiksyra. Det är således den konjugerade basen av ättiksyra eller basen som produceras när ättiksyra frisätter en H + -jon. Detta begrepp verkar förstås komplicerat först, men vara säker på att det inte är svårt att välja ut konjugatbaser i verkliga reaktioner. Det är i huvudsak vad som är kvar av syran efter att en H + -jon har släppts.
Le Chateliers princip och buffert
Kemiska reaktioner är reversibla. Med vår reaktion från ovan som exempel,
CH3COOH -----> CH3COO- och H +
CH3COO- och H + (produkterna) kan kombineras för att bilda CH3COOH (utgångsmaterial), som vi skulle beteckna "omvänd reaktion". En reaktion kan således fortsätta till höger eller vänster, framåt eller bakåt. Le Chateliers princip är en regel som anger att vänster och höger sida av reaktionen föredrar en viss balans eller förhållande mellan sig själva. I detta fall anger Le Chateliers princip principiellt att om du lägger till mer produkt (H + eller acetat), kommer reaktionen att växla åt vänster (mot utgångsmaterial) och utgångsmaterialet (ättiksyra) kommer att bildas som svar.
På samma sätt, om mer produkt tillsätts kommer mer utgångsmaterial att bildas. När CH3COOH bildas, avlägsnas H + från lösningen när den bindes med CH3COO-, och sålunda ökar inte surheten hos lösningen. Samma allmänna princip gäller om en bas läggs till, mer H + frigörs och lösningens pH är oförändrad. Detta är metoden genom vilken en buffertlösning eller en kombination av en syra och dess konjugatbas kan motstå förändringar i pH.
Användningar av buffertlösningar
Din kropp använder buffertar för att behålla en blod pH 7,35-7,45, och även i ett stort antal biokemiska reaktioner som involverar enzymer. Enzymer är mycket komplexa föreningar som ofta kräver exakta pH-nivåer för att kunna reagera ordentligt, en roll fylld av organiska buffertar som produceras av din kropp. Av samma skäl är buffertar avgörande för en biolog eller kemist som utför experiment i laboratoriet. Ett visst pH-värde kommer ofta att krävas för att processen ska undersökas, och buffertlösningar är det enda sättet att säkerställa dessa villkor.
Buffertlösningar används också i stor utsträckning inom industrin. Industriella processer som kräver buffertlösningar innefattar jäsning, kontrollerande färgprocesser och tillverkning av läkemedel.
