افراکم
امروز دوشنبه 20 اردیبهشت 1400 ساعت 00:40
محاسبه گر محلول ها

بافر(Buffer) چیست؟

بافر محلولی است که می‌تواند در اثر افزودن یک ترکیب اسیدی یا بازی نسبت به تغییر pH مقاومت کند. این ماده قادر است مقدار کمی اسید یا باز اضافه شده را خنثی کند و در نتیجه pH محلول را نسبتاً پایدار نگه دارد. بافر برای فرآیندها و یا واکنش‌هایی که به محدوده های pH خاص و پایدار نیاز دارند مهم است.

59 بازدید / يكشنبه 29 فروردین 1400 / دسته بندی : مقالات

بافر چیست؟

بافر (تامپون) محلولی است که می‌تواند در اثر افزودن یک ترکیب اسیدی یا بازی نسبت به تغییر pH مقاومت کند. این ماده قادر است مقدار کمی اسید یا باز اضافه شده را خنثی کند و در نتیجه pH محلول را نسبتاً پایدار نگه دارد. بافر برای فرآیندها و یا واکنش‌هایی که به محدوده های pH خاص و پایدار نیاز دارند مهم است. محلول های بافر دارای یک محدوده و ظرفیت عملکردی PH هستند که حکایت از این دارد که چه مقدار اسید / باز را می توان قبل از تغییر pH خنثی کرد و مقدار تغییر آن را تغییر داد.

بافر از چه چیزی تشکیل شده است؟

برای حفظ موثر محدوده pH، بافر باید از یک جفت اسید-باز مزدوج ضعیف تشکیل شود، به معنای یک اسید ضعیف و پایه مزدوج آن، یا پایه باز ضعیف و اسید مزدوج آن. محدوده استفاده از آن به سادگی به pH مورد نظر در هنگام تهیه بافر بستگی خواهد داشت. به عنوان مثال، موارد زیر می توانند هنگامی که در محلول هستند، به عنوان بافر عمل کنند:

اسید استیک اسید آلی ضعیف با فرمول CH3COOH و نمکی حاوی باز مزدوج آن، آنیون استاتCH3COO- ، مانند استات سدیم CH3COONa  

پیریدین (باز ضعیف با فرمول C5H5N  و نمکی حاوی اسید مزدوج آن، کاتیون پیریدینیوم C5H5NH+ ، مانند کلرید پیریدینیم.

آمونیاک (باز ضعیف با فرمول NH3  و نمکی حاوی اسید مزدوج آن، کاتیون آمونیوم، مانند هیدروکسید آمونیوم NH4OH.

بافر چگونه عمل می‌کند؟

یک بافر قادر است در برابر تغییر pH مقاومت کند زیرا این دو جز (اسید مزدوج و باز مزدوج) هر دو در مقادیر قابل توجهی در تعادل وجود دارند و هنگام خنثی سازی قادر به خنثی سازی مقادیر کمی از اسیدها و بازهای دیگر به شکل H3+) و  (OH- هستند که به محلول اضافه می‌شوند. برای روشن شدن این اثر، می‌توان یک مثال ساده از بافر اسید هیدروفلوئوریک (HF) و سدیم فلوراید  (NaF) را در نظر گرفت. اسید هیدروفلوئوریک به دلیل جاذبه شدید بین یون -F نسبتاً کوچک و پروتون‌های حل شده (H3O+) یک اسید ضعیف است که به شما اجازه جدا شدن کامل در آب را نمی‌دهد. بنابراین، اگر HF را در یک محلول آبی به‌دست آید، تعادل زیر را فقط با تفکیک جزئی ایجاد می‌گردد Ka (HF) = 6.6x10-4، به شدت واکنش دهنده ها را ترجیح می دهد:

HF(aq)+H2O(l)⇌F(aq)+H3O+(aq)

سپس می‌توان سدیم فلوراید را در محلول اضافه و حل نموده و این دو را با هم مخلوط کرد تا به حجم و pH مورد نظری برسد که در آن بافر تهیه می‌گردد. وقتی سدیم فلوراید در آب حل می‌شود، واکنش کامل است، بنابراین حالت زیر به‌دست می‌آید.:

NaF(aq)+H2O(l)→Na+(aq) +F(aq)

از آنجا که Na+ مزدوج یک باز قوی است، هیچ تاثیری بر روی pH یا واکنش بافر نخواهد داشت. با این وجود، افزودن NaF به محلول باعث افزایش غلظت F- در محلول بافر می‌شود و در نتیجه توسط قاعده Le Chatelier ، منجر به کمی تفکیک HF در تعادل قبلی می‌شود. وجود مقادیر قابل توجهی از اسید مزدوج، HF و باز مزدوج،F- ، به محلول اجازه می‌دهد تا به عنوان یک بافر عمل کند. این عمل بافر را می‌توان در منحنی تیتراسیون محلول بافر مشاهده کرد.

همانطور که مشاهده می‌شود، بیش از محدوده کار بافر، pH با اضافه شدن اسید یا باز بسیار کم تغییر می‌کند. هنگامی که ظرفیت بافر بیش از نرخ تغییر باشد pH به سرعت بالا می‌رود. این اتفاق به این دلیل رخ می‌دهد که اسید یا باز مزدوج از طریق خنثی سازی به اتمام رسیده است. این اصل دلالت بر این دارد که مقدار بیشتری از اسید یا باز مزدوج ظرفیت بافر بیشتری خواهد داشت.

اگر اسید اضافه گردد:

F(aq)+H3O+(aq)⇌HF(aq)+H2O(l)

در این واکنش، باز مزدوج، F-، اسید اضافه شده، H3O+را خنثی خواهد کرد و این واکنش به اتمام می‌رسد، زیرا واکنش F-  با H3O+  دارای ثابت تعادلی بسیار بزرگتر از یک است. (در واقع، تعادل ثابت واکنش  نوشته شده فقط معکوس Ka برای HF: 1/Ka(HF) = 1/6.6x10-4 = 1.5x10+3  است تا زمانی که -F  بیشتر از H3O+ وجود داشته باشد، تقریباً تمام H3O+  مصرف خواهد شد و تعادل به سمت راست تغییر خواهد کرد، کمی غلظت HF را افزایش می‌دهد و غلظت F- را کمی کاهش می‌دهد، اما در نتیجه به سختی هرگونه تغییر در مقدارH3O+   موجود در حالت تعادل دوباره ایجاد می‌شود.

اگر باز اضافه شود:

HF(aq)+OH(aq)⇌F(aq)+H2O(l)

در این واکنش، اسید مزدوج، HF، مقادیر اضافه شده باز، OH- را خنثی خواهد کرد و تعادل دوباره به سمت راست تغییر مکان خواهد داد، کمی غلظت F-  را در محلول افزایش می‌دهد و مقدار HF را کمی کاهش می‌دهد. باز هم، از آنجا که بسیاری از OH-  خنثی شده است، تغییر pH کمی رخ خواهد داد.

این دو واکنش می‌توانند با تغییر pH کمی به سمت راست و چپ متناوب ادامه دهند.

انتخاب اجزای مناسب برای pH مورد نظر بافر

بافرها زمانی بهترین عملکرد را دارند که pKa اسید ضعیف مزدوج مورد استفاده نزدیک به محدوده کاری مورد نظر بافر باشد. این موضوع زمانی معلوم می‌شود که غلظت‌های اسید مزدوج و باز مزدوج تقریباً برابر باشند. به عنوان مثال، می دانیم Ka برای اسید هیدروفلوریک  x 10-4 6.6 است. بنابراین pKa آن log(6.6 x 10-4) = 3.18  بنابراین، یک بافر اسید هیدروفلئوریک بهترین کارایی را در محدوده بافر در اطراف  pH = 3.18 دارد.

برای آمونیاک باز ضعیف (NH3)، مقدار Kb= 1.8x10-5 است، این نشان می‌دهد که Ka برای تفکیک اسید مزدوج آن، NH4+، Kw/Kb=10-14/1.8x10-5 = 5.6x10-10  است. بنابراین، pKa  برای  9.25NH4+ = است، بنابراین بافر با استفاده از NH4+ / NH3 بهترین کارایی را در اطراف pH  9.25 دارد . همیشه  pKa  اسید مزدوج pH تقریبی برای یک سیستم بافر را تعیین می‌کند و بدیهی است که وابسته به pKb از باز مزدوج است.

هنگامی که pH مورد نظر از یک محلول بافر در نزدیکی pKa از اسید مزدوج است، معادله هندرسون-هاسلباخ را می‌توان به عنوان یک تقریب ساده از pH محلول به کار برد، همانطور که در بخش بعدی خواهیم دید.

مثال1: بافر HF

در این مثال به استفاده از بافر هیدروفلوریک اسید ادامه داده خواهد شد. روند آماده سازی بافر HF در pH 3.0 را مورد بحث قرار داده می‌شود. می‌توان از تقریب هندرسون-هاسلباخ برای محاسبه نسبت لازمFو HF استفاده نمود.

pH=pKa+log[Base]/[Acid]

3.0=3.18+log⁡[Base]/[Acid]

log[Base]/[Acid]=−0.18

[Base]/[Acid]=10−0.18

[Base]/[Acid]=0.66

به سادگی نسبت غلظت‌های باز مزدوج و اسید مزدوج است که در محلول مورد نیاز است. با این حال، اگر ما 100 میلی لیتر از M1 HF  موجود باشد و برای آماده سازی بافر از NaFاستفاده گردد نیاز به اضافه کردن چقدر سدیم فلوراید دارد تا بافر با pH =3.0 تهیه گردد؟

از محاسبه هندرسون هاسلباخ می دانیم که نسبت باز/اسید ما باید برابر با ۰٫۶۶ باشد. از جدول جرم‌های مولی مانند جدول تناوبی عناصر می‌توان جرم مولی NaF را برابر با ۴۱٫۹۹ گرم بر مول محاسبه کرد. HF یک اسید ضعیف با Ka= 6.6×4- 10 است و غلظت HF در بالا به میزان M1 داده می‌شود. با استفاده از این اطلاعات می‌توان مقدار F-  که باید اضافه گردد، را محاسبه نمود.

واکنش تفکیک به صورت زیراست:

HF(aq)+H2O(l)⇌F(aq)+H3O+(aq)

می توان از جداول ICE برای محاسبه غلظت F- از تفکیک HF استفاده کرد، اما از آنجا که K بسیار کوچک است، تقریبا می‌توان گفت که عملاً تمام HF جدا نشده باقی خواهد ماند، بنابراین مقدار F- در محلول از تفکیک HF ناچیز خواهد بود. به این ترتیب [HF] حدود M [F-] نزدیک به صفر است. این امر به خصوص هنگامی درست خواهد بود که بیشتر F- اضافه شده است، علاوه بر این حتی بیشتر از تفکیک   HFمی‌خواهیم نسبت باز/اسید 0.66 باشد، بنابراین به [Base]/1M = 0.66 نیاز است. به این ترتیب [F-] باید حدود 0.66 M باشد. برای 100 میلی لیتر از محلول، برای اضافه کردن 0.066  (0.1 L x 0.66 M) از Fاز آن‌جا که در حال اضافه کردن NaF به عنوان منبع F- ، هستیم و از آنجا که NaF به طور کامل در آب  تفکیک می‌شود، نیاز به 0.066 خالی از NaF  است. بنابراین، 0.066 مول x 41.99 g/mol = 2.767 گرم.

توجه داشته باشید که از آنجا که اسید مزدوج و باز مزدوج هر دو به یک حجم در بافر مخلوط می‌شوند، نسبت «باز/اسید» همان است که از نسبت «غلظت باز بر غلظت اسید» یا نسبت « باز بر خال های اسید» استفاده می کنیم یا نه تغییری در pH محلول ایجاد نمی‌کند، معلوم می‌شود، بستگی به حجم دارد. این قضیه تنها تا زمانی درست است که محلول آنقدر رقیق نمی‌شود که یونیزه شدن خود به خودی آب به منبع مهمی از H+ یا OH-تبدیل شود. چنین محلول های رقیقی به ندرت به عنوان بافر استفاده می‌شود.

تاثیر افزایش اسید یا باز قوی به محلول بافر چگونه است؟

حال که این بافر F-/ HF در اختیار است، می‌توان تاثیر افزایش اسید یا باز قوی را مشاهده نمود. همانطور که می‌دانیم مقدارFدر محلول M x 0.1 L = 0.0660.66 مول و مقدار HF 1.0 M x 0.1L = 0.10 مول است. pH را با استفاده از تقریب هندرسون-هاسلباخ، اما با استفاده از مول به جای غلظت، دوباره بررسی می‌گردد:

pH = pKa + log(Base/Acid) = 3.18 + log(0.066 moles F-/0.10 moles HF) = 3.00

حال ببینیم چه اتفاقی می‌افتد وقتی مقدار کمی اسید قوی مانند HCl اضافه می‌گردد؟ وقتی HCl را درون آب ریخته می‌شود، کاملاً H3O + و Cl-  جدا می‌شود. Cl-  پایه مزدوج یک اسید قوی است، بنابراین بی اثر است و بر pH تأثیر نمی گذارد، و فقط می‌توان آن را نادیده گرفت. با این حال، H3O+  می‌تواند pH را تحت تأثیر قرار دهد و همچنین می‌تواند با اجزای بافر واکنش دهد. در واقع، قبلاً در مورد آنچه اتفاق می‌افتد بحث شد. این معادله:

F(aq)+H3O+(aq)⇌HF(aq)+H2O(l)

به ازای هر مول H3O+ اضافه شده، مقدار معادل باز مزدوج در این حالت F- نیز واکنش نشان می‌دهد و ثابت بودن تعادل برای واکنش زیاد است، بنابراین واکنش تا زمانی که یک یا دیگری اساساً مصرف نشود ادامه خواهد داشت . اگر F- قبل از واکنش دادن تمام H3O+ به مصرف برسد، +H3O باقیمانده مستقیماً روی pH تأثیر می گذارد. در این حالت، از ظرفیت بافر فراتر رفته است وضعیتی که سعی در جلوگیری از آن دارد. با این حال، برای مثال، می‌توان گفت که مقدارH3O+ کمتر از مقدار -F موجود است، بنابراین از ظرفیت بافر بیشتر نمی‌شود. برای اهداف این مثال، اجازه داده می‌شود H3Oاضافه شده برابر با 01/0 مول (از 0.01 مول HCl باشد. حال ، اگر 0.01 مول HCl به 100 میلی لیتر آب خالص اضافه گردد، انتظار می‌رود که pH محلول حاصل 1.00 باشد (0.01 مول / 0.10 L = 0.1 M ؛ pH = -log (0.1) = 1.0). با این حال،  H3O+ را به محلولی اضافه می‌گردد کهF- در آن باشد، بنابراین H3O+ در واکنش با F- مصرف می‌شود. در این فرآیند، 0.066 مول F-  کاهش می‌یابد:

0.066 مول اولیه F-  0.010 مول با H3O+ = 0.056 مولFباقیمانده واکنش نشان داد همچنین در طی این فرآیند، HF بیشتری با واکنش ایجاد می‌شود:

اتصال این مقادیر جدید به هندرسون-هاسلبلچ به منزله موارد زیر است:

pH = pKa + log (base/acid) = 3.18 + log (0.056 moles F-/0.11 moles HF) = 2.89

بنابراین، بافر مدنظر آنچه را که باید انجام داد و در برابر تغییر pH مقاومت کرد و با افزودن 0.01 مول اسید قوی pH فقط از 3.00 به 2.89 کاهش یافت.

 

منابع:

  1. Brown, et al. Chemistry:The Central Science. 11th ed. Upper Saddle River, New Jersey: Pearson/Prentice Hall, 2008.
  2. Chang, Raymond. General Chemistry:The Essential Concepts. 3rd ed. New York: Mcgraw Hill, 2003
  3. Petrucci, et al. General Chemistry: Principles & Modern Applications. 9th ed. Upper Saddle River, New Jersey: Pearson/Prentice Hall, 2007.