محلول بافر

محلول آبی اسید ضعیف و باز مزدوج آن

محلول بافر محلولی است که در آن pH به طور قابل توجهی با رقیق شدن یا اگر اسید یا باز در دمای ثابت اضافه شود تغییر نمی کند. ^[1] هنگامی که مقدار کمی اسید یا باز قوی به آن اضافه شود، PH آن بسیار کم تغییر می کند. محلول های بافر به عنوان وسیله ای برای حفظ pH در یک مقدار تقریباً ثابت در طیف گسترده ای از کاربردهای شیمیایی استفاده می شود. در طبیعت، سیستم های زنده زیادی وجود دارند که از بافر برای تنظیم pH استفاده می کنند. به عنوان مثال، سیستم بافر بی کربنات برای تنظیم pH خون استفاده می شود و بی کربنات نیز به عنوان بافر در اقیانوس عمل می کند .

اصول بافرینگ

شکل 1. تیتراسیون شبیه سازی شده محلول اسیدی شده از یک اسید ضعیف ( pKa ₌ 4.7 ) با قلیایی

محلول های بافر به دلیل تعادل شیمیایی بین اسید ضعیف HA و باز مزدوج A- در برابر تغییر pH مقاومت می کنند ^:

HA ⇌ H ⁺ + A ^-

هنگامی که مقداری اسید قوی به مخلوط تعادلی اسید ضعیف و باز مزدوج آن اضافه می‌شود، یون‌های هیدروژن (H ⁺ ) اضافه می‌شوند و تعادل مطابق با اصل Le Chatelier به سمت چپ منتقل می‌شود . به همین دلیل، غلظت یون هیدروژن کمتر از مقدار مورد انتظار برای مقدار اسید قوی اضافه شده افزایش می یابد. به طور مشابه، اگر قلیایی قوی به مخلوط اضافه شود، غلظت یون هیدروژن کمتر از مقدار مورد انتظار برای مقدار قلیایی اضافه شده کاهش می یابد. در شکل 1، اثر با تیتراسیون شبیه سازی شده یک اسید ضعیف با pKa = _4.7  نشان داده شده است. غلظت نسبی اسید تفکیک نشده با رنگ آبی و باز مزدوج آن با رنگ قرمز نشان داده شده است. pH نسبتاً آهسته در ناحیه بافر تغییر می کند، pH = p K _a  ± 1، در مرکز pH = 4.7، که در آن [HA] = [A- ^] . غلظت یون هیدروژن کمتر از مقدار مورد انتظار کاهش می یابد زیرا بیشتر یون هیدروکسید اضافه شده در واکنش مصرف می شود.

OH ^- + HA → H ₂ O + A ^-

و فقط مقدار کمی در واکنش خنثی سازی مصرف می شود (که واکنشی است که منجر به افزایش pH می شود)

OH ^- + H ⁺ → H ₂ O.

هنگامی که اسید بیش از 95 درصد از پروتونه خارج شد ، pH به سرعت افزایش می یابد زیرا بیشتر قلیایی اضافه شده در واکنش خنثی سازی مصرف می شود.

ظرفیت بافر

ظرفیت بافر اندازه گیری کمی مقاومت در برابر تغییر pH محلولی حاوی یک عامل بافر با توجه به تغییر غلظت اسید یا قلیایی است. می توان آن را به صورت زیر تعریف کرد: ^{[2] [3]} که در آن مقدار بی نهایت کوچکی از باز اضافه شده است، یا جایی که مقدار بی نهایت کوچکی از اسید اضافه شده است. pH به صورت -log ₁₀ [H ⁺ ] تعریف می شود و d (pH) یک تغییر بی نهایت کوچک در pH است. $${\displaystyle \beta ={\frac {dC_{b}}{d(\mathrm {pH} )}},}$$ ${\displaystyle dC_{b}}$ $${\displaystyle \beta =-{\frac {dC_{a}}{d(\mathrm {pH} )}},}$$ ${\displaystyle dC_{a}}$

با هر دو تعریف، ظرفیت بافر یک اسید ضعیف HA با ثابت تفکیک Ka _را می توان به صورت ^{[4] [5] [3]} بیان کرد که در آن [H ⁺ ] غلظت یون های هیدروژن است و غلظت کل اسید اضافه شده است. Kw ثابت تعادل برای خودیونیزاسیون آب ، ^برابر با 1.0 × 10-14 _است . توجه داشته باشید که در محلول H ^{+ به عنوان یون} هیدرونیوم H ₃ O ⁺ وجود دارد ، و معادله بیشتر یون هیدرونیوم تأثیر ناچیزی بر تعادل تفکیک دارد، مگر در غلظت اسید بسیار بالا. $${\displaystyle \beta =2.303\left([{\ce {H+}}]+{\frac {T_{{\ce {HA}}}K_{a}[{\ce {H+}}]}{(K_{a}+[{\ce {H+}}])^{2}}}+{\frac {K_{\text{w}}}{[{\ce {H+}}]}}\right),}$$ ${\displaystyle T_{\text{HA}}}$

شکل 2. ظرفیت بافر β برای محلول 0.1 مولار از یک اسید ضعیف با ap Ka ₌  7

این معادله نشان می دهد که سه ناحیه ظرفیت بافر افزایش یافته وجود دارد (شکل 2 را ببینید).

• در ناحیه مرکزی منحنی (به رنگ سبز در نمودار)، عبارت دوم غالب است و ظرفیت بافر به حداکثر محلی در pH =  pKa افزایش می یابد _. ارتفاع این قله به مقدار pK _a بستگی دارد . ظرفیت بافر زمانی ناچیز است که غلظت [HA] عامل بافر بسیار کم است و با افزایش غلظت عامل بافر افزایش می یابد. ^[3] برخی از نویسندگان تنها این منطقه را در نمودارهای ظرفیت بافر نشان می دهند. ^[2] $${\displaystyle \beta \approx 2.303{\frac {T_{{\ce {HA}}}K_{a}[{\ce {H+}}]}{(K_{a}+[{\ce {H+}}])^{2}}}.}$$
  ظرفیت بافر به 33 درصد از حداکثر مقدار در pH = p K _a ± 1، به 10 درصد در pH = p K _a 1.5 ± و به 1 درصد در pH = p K _a ± 2 می رسد. به همین دلیل مفیدترین محدوده تقریباً p K _a  1 ± است. هنگام انتخاب یک بافر برای استفاده در pH خاص، باید مقدار ap _K تا حد امکان نزدیک به آن pH باشد. ^[2]
• با محلول های به شدت اسیدی، pH کمتر از حدود 2 (رنگ قرمز در نمودار)، جمله اول در معادله غالب است، و ظرفیت بافر به طور تصاعدی با کاهش pH افزایش می یابد: این نتیجه از این واقعیت است که جمله های دوم و سوم در بسیار ناچیز می شوند. pH پایین این اصطلاح مستقل از وجود یا عدم وجود یک عامل بافر است. $${\displaystyle \beta \approx 10^{-\mathrm {pH} }.}$$
• با محلول های قلیایی قوی، pH بیش از حدود 12 (به رنگ آبی رنگ در نمودار)، جمله سوم در معادله غالب است، و ظرفیت بافر به طور تصاعدی با افزایش pH افزایش می یابد: این نتیجه از این واقعیت است که عبارت های اول و دوم در بسیار ناچیز می شوند. PH بالا این اصطلاح همچنین مستقل از وجود یا عدم وجود یک عامل بافر است. $${\displaystyle \beta \approx 10^{\mathrm {pH} -\mathrm {p} K_{\text{w}}}.}$$

کاربرد بافرها

PH محلول حاوی یک عامل بافر تنها می تواند در یک محدوده باریک متفاوت باشد، صرف نظر از اینکه چه چیز دیگری ممکن است در محلول وجود داشته باشد. در سیستم های بیولوژیکی این یک شرط ضروری برای عملکرد صحیح آنزیم ها است. به عنوان مثال، در خون انسان مخلوطی از اسید کربنیک (H
₂CO
₃و بی کربنات (HCO^-
₃) در کسر پلاسما وجود دارد . این مکانیسم اصلی برای حفظ pH خون بین 7.35 و 7.45 است. خارج از این محدوده باریک (واحد pH 05/0 ± 40/7)، شرایط متابولیک اسیدوز و آلکالوز به سرعت ایجاد می‌شود که اگر ظرفیت بافری صحیح به سرعت بازسازی نشود، در نهایت منجر به مرگ می‌شود.

اگر مقدار pH محلول بیش از حد افزایش یا کاهش یابد، اثربخشی آنزیم در فرآیندی کاهش می‌یابد که به عنوان دناتوراسیون شناخته می‌شود ، که معمولاً غیرقابل برگشت است. ^[6] اکثر نمونه‌های بیولوژیکی که در تحقیقات مورد استفاده قرار می‌گیرند، در محلول بافری، اغلب سالین بافر فسفات (PBS) در pH 7.4 نگهداری می‌شوند.

در صنعت، از عوامل بافر در فرآیندهای تخمیر و تنظیم شرایط صحیح برای رنگ های مورد استفاده در رنگ آمیزی پارچه ها استفاده می شود. آنها همچنین در تجزیه و تحلیل شیمیایی ^[5] و کالیبراسیون pH متر استفاده می شود .

عوامل بافر ساده

برای بافرها در نواحی اسیدی، pH ممکن است با افزودن یک اسید قوی مانند اسید کلریدریک به عامل بافر خاص، به مقدار دلخواه تنظیم شود. برای بافرهای قلیایی، یک پایه قوی مانند هیدروکسید سدیم ممکن است اضافه شود. از طرف دیگر، می‌توان از مخلوط اسید و باز مزدوج آن، یک مخلوط بافر تهیه کرد. به عنوان مثال، بافر استات را می توان از مخلوط اسید استیک و استات سدیم تهیه کرد . به طور مشابه، یک بافر قلیایی می تواند از مخلوطی از باز و اسید مزدوج آن ساخته شود.

مخلوط بافر "جهانی".

با ترکیب مواد با مقادیر p K _a که فقط دو یا کمتر متفاوت هستند و تنظیم pH، طیف وسیعی از بافرها را می توان به دست آورد. اسید سیتریک جزء مفید یک مخلوط بافری است زیرا دارای سه مقدار p K _a است که کمتر از دو از هم جدا می شوند. محدوده بافر را می توان با افزودن سایر عوامل بافر افزایش داد. مخلوط‌های زیر ( محلول‌های بافر McIlvaine ) دارای محدوده بافر pH 3 تا 8 هستند. ^[7]

مخلوطی حاوی اسید سیتریک ، مونو پتاسیم فسفات ، اسید بوریک و دی اتیل باربیتوریک اسید را می توان برای پوشش محدوده pH 2.6 تا 12 ساخت. ^[8]

بافرهای جهانی دیگر بافر Carmody ^[9] و بافر Britton-Robinson هستند که در سال 1931 توسعه یافتند.

ترکیبات بافر رایج مورد استفاده در زیست شناسی

برای برد موثر، ظرفیت بافر، در بالا را ببینید. همچنین بافرهای Good's را برای اصول طراحی تاریخی و خواص مطلوب این مواد بافر در کاربردهای بیوشیمیایی ببینید.

1. تریس یک باز است، p Ka = 8.07 به اسید مزدوج آن اشاره دارد _.

محاسبه pH بافر

اسیدهای مونوپروتیک

ابتدا عبارت تعادل را بنویسید

HA ⇌ A ^- + H ⁺

این نشان می دهد که وقتی اسید تجزیه می شود، مقادیر مساوی یون هیدروژن و آنیون تولید می شود. غلظت تعادل این سه جزء را می توان در جدول ICE محاسبه کرد (ICE مخفف عبارت "Initial, change, equilibrium" است).

ردیف اول، با برچسب I ، شرایط اولیه را فهرست می کند: غلظت اسید C ₀ است ، در ابتدا تفکیک نشده است، بنابراین غلظت A- ^و H ⁺ صفر خواهد بود. y غلظت اولیه اسید قوی اضافه شده مانند اسید هیدروکلریک است. اگر قلیایی قوی مانند هیدروکسید سدیم اضافه شود، y علامت منفی خواهد داشت زیرا قلیایی یون های هیدروژن را از محلول خارج می کند. ردیف دوم، با برچسب C برای "تغییر"، تغییراتی را که هنگام تجزیه اسید رخ می دهد، مشخص می کند. غلظت اسید به مقدار - x کاهش می یابد و غلظت A ^- و H ⁺ هر دو به مقدار + x افزایش می یابد . این از عبارت تعادل به دست می آید. ردیف سوم، با برچسب E برای "تعادل"، دو ردیف اول را با هم جمع می کند و غلظت ها را در حالت تعادل نشان می دهد.

برای پیدا کردن x از فرمول ثابت تعادل بر حسب غلظت استفاده کنید: $${\displaystyle K_{\text{a}}={\frac {[{\ce {H+}}][{\ce {A-}}]}{[{\ce {HA}}]}}.}$$

غلظت ها را با مقادیر موجود در ردیف آخر جدول ICE جایگزین کنید: $${\displaystyle K_{\text{a}}={\frac {x(x+y)}{C_{0}-x}}.}$$

ساده کردن به $${\displaystyle x^{2}+(K_{\text{a}}+y)x-K_{\text{a}}C_{0}=0.}$$

با مقادیر مشخص برای C ₀ , K _a و y , این معادله را می توان برای x حل کرد . با فرض اینکه pH = -log ₁₀ [H ⁺ ]، pH را می توان به صورت pH = -log ₁₀ ( x  +  y ) محاسبه کرد.

اسیدهای پلی پروتیک

درصد تشکیل گونه برای محلول 10 میلی مولاری اسید سیتریک محاسبه شد

اسیدهای پلی پروتیک اسیدهایی هستند که می توانند بیش از یک پروتون از دست بدهند. ثابت برای تفکیک اولین پروتون ممکن است به عنوان Ka1 ، _و ثابت برای تفکیک پروتون های متوالی به عنوان Ka2 ، و غیره نشان داده شود. اسید سیتریک نمونه ای از اسید پلی پروتیک H _{3 A است، زیرا} می تواند سه پروتون را از دست بدهد.

وقتی تفاوت بین مقادیر پی در پی p K _a کمتر از حدود 3 باشد، بین محدوده pH موجودیت گونه در حالت تعادل همپوشانی وجود دارد. هرچه این اختلاف کمتر باشد، همپوشانی بیشتر است. در مورد اسید سیتریک، همپوشانی گسترده است و محلول های اسید سیتریک در کل محدوده pH 2.5 تا 7.5 بافر می شوند.

محاسبه pH با پلی پروتیک اسید نیاز به محاسبه زایی دارد. در مورد اسید سیتریک، این مستلزم حل دو معادله تعادل جرم است:

$${\displaystyle {\begin{aligned}C_{{\ce {A}}}&=[{\ce {A^3-}}]+\beta _{1}[{\ce {A^3-}}][{\ce {H+}}]+\beta _{2}[{\ce {A^3-}}][{\ce {H+}}]^{2}+\beta _{3}[{\ce {A^3-}}][{\ce {H+}}]^{3},\\C_{{\ce {H}}}&=[{\ce {H+}}]+\beta _{1}[{\ce {A^3-}}][{\ce {H+}}]+2\beta _{2}[{\ce {A^3-}}][{\ce {H+}}]^{2}+3\beta _{3}[{\ce {A^3-}}][{\ce {H+}}]^{3}-K_{\text{w}}[{\ce {H+}}]^{-1}.\end{aligned}}}$$

C _A غلظت تحلیلی اسید است، CH غلظت تحلیلی یون های هیدروژن اضافه شده است، β _q ثابت های تجمعی _هستند . Kw ثابت برای خودیونیزاسیون آب _است . دو معادله غیر خطی همزمان در دو کمیت مجهول [A ^3- ] و [H ⁺ ] وجود دارد . بسیاری از برنامه های کامپیوتری برای انجام این محاسبات در دسترس هستند. نمودار زایی برای اسید سیتریک با برنامه HySS تولید شد. ^[11]

NB شماره گذاری ثابت های تجمعی و کلی برعکس شماره گذاری گام به گام ثابت های تفکیک است.

ثابت های تداعی تجمعی در برنامه های کامپیوتری همه منظوره مانند آنچه برای به دست آوردن نمودار گونه زایی بالا استفاده می شود استفاده می شود.

همچنین ببینید

• معادله هندرسون – هاسلبالخ
• بافرهای Good
• اثر یون مشترک
• بافر یون فلزی
• بافر ردوکس معدنی

مراجع

1. جی. گوردون بتز (25 آوریل 2013). "ترکیبات معدنی ضروری برای عملکرد انسان". آناتومی و فیزیولوژی. OpenStax. شابک 978-1-947172-04-3. بازبینی شده در 14 مه 2023 .
2. Skoog، Douglas A.; وست، دونالد ام. هولر، اف. جیمز; کراچ، استنلی آر (2014). مبانی شیمی تجزیه (ویرایش نهم). بروکس/کول. ص 226. شابک 978-0-495-55828-6.
3. Urbansky، Edward T.; شوک، مایکل آر (2000). "درک، استخراج و محاسبه ظرفیت بافر". مجله آموزش شیمی . 77 (12): 1640-1644. Bibcode :2000JChEd..77.1640U. doi :10.1021/ed077p1640.
4. باتلر، JN (1998). تعادل یونی: حلالیت و محاسبات pH . وایلی. صص 133-136. شابک 978-0-471-58526-8.
5. Hulanicki، A. (1987). واکنش اسیدها و بازها در شیمی تجزیه . ترجمه ماسون، مری آر. هوروود. شابک 978-0-85312-330-9.
6. عقرب، آر. (2000). مبانی اسیدها، بازها، بافرها و کاربرد آنها در سیستم های بیوشیمیایی . کندال/شرکت انتشارات هانت. شابک 978-0-7872-7374-3.
7. مک ایلوین، تی سی (1921). "یک محلول بافر برای مقایسه رنگ سنجی" (PDF) . جی بیول. شیمی . 49 (1): 183-186. doi : 10.1016/S0021-9258(18)86000-8 . بایگانی شده (PDF) از نسخه اصلی در 2015-02-26.
8. مندهام، جی. دنی، آرسی; بارنز، جی دی. توماس، م. (2000). "پیوست 5". کتاب درسی تحلیل شیمیایی کمی وگل (ویرایش پنجم). هارلو: آموزش پیرسون شابک 978-0-582-22628-9.
9. کارمودی، والتر آر. (1961). "سری بافر طیف وسیعی که به راحتی تهیه می شود". جی. شیمی. آموزش . 38 (11): 559-560. Bibcode :1961JChEd..38..559C. doi :10.1021/ed038p559.
10. «مرکز مرجع بافر». سیگما آلدریچ. بایگانی شده از نسخه اصلی در 2009-04-17 . بازیابی شده در 2009-04-17 .
11. الدریقی، ل. گانز، پی. Ienco، A. پیترز، دی. ساباتینی، ع. Vacca، A. (1999). "شبیه سازی و گونه زایی Hyperquad (HySS): یک برنامه کاربردی برای بررسی تعادل های شامل گونه های محلول و نیمه محلول". بررسی های شیمی هماهنگی . 184 (1): 311-318. doi :10.1016/S0010-8545(98)00260-4. بایگانی شده از نسخه اصلی در 2007-07-04.

لینک های خارجی

"بافرهای بیولوژیکی". دستگاه های REACH.