Bufory – bohaterowie chemii, którzy ratują pH!

Roztwory buforowe to chemiczni mistrzowie stabilizacji, czyli mieszaniny słabego kwasu z solą tego kwasu lub słabej zasady z jej solą. Dzięki nim pH w roztworach nie wariuje, nawet po spotkaniu z silnym kwasem czy zasadą!

Jak działa bufor? Magia stabilizacji pH

Bufory to chemiczni ninja! Gdy dodasz do nich kwas lub zasadę, zamiast panikować, spokojnie przeciwdziałają zmianom pH. Ale uwaga, nawet bufory mają swoje granice! Jeśli przesadzisz z ilością kwasu lub zasady, nawet one powiedzą „dość!”. Tę tajemniczą granicę nazywamy pojemnością buforową – ale o tym opowiem później.

Najpopularniejsze roztwory buforowe – top 3 gwiazd chemii

Oto królowie wśród buforów, których znajdziesz w każdej porządnej pracowni chemicznej:

• Bufor octanowy (CH3COOH + CH3COONa) – lubi kiszonki!
• Bufor amonowy (NH3* H2O + NH4Cl) – mistrz równowagi!
• Bufor fosforanowy (NaH2PO4 + Na2HPO4) – mocny jak skała!

Bufory w naszym ciele – pH w akcji!

Zaskakujące, ale natura też korzysta z buforów! W naszych organizmach pełno jest tych sprytnych związków. Zastanawiałeś się kiedyś, jak to możliwe, że pH krwi zawsze utrzymuje się na poziomie około 7,4? A przecież codziennie jemy kiszone ogórki, pijemy herbatę z cytryną, a nasz organizm ciągle produkuje kwaśne produkty przemiany materii! Jakim cudem jeszcze żyjemy?!

Odpowiedź brzmi: bufory! Takie jak wodorowęglanowy czy białczanowy, które nieustannie dbają o to, by nasza krew nie zamieniła się w kwaśną zupę. Dopuszczalne odchyłki od tej wartości są niewielkie. Np. jeśli pH spadnie do poziomu 6,9 , czyli raptem o 0,5 to już mówimy o chorobie (nazywa się ona kwasicą). 

Zastosowanie buforów – nie tylko w organizmach!

Bufory to nie tylko bohaterowie naszych ciał, ale również chemii przemysłowej! Na przykład w galwanizacji, gdzie stabilizacja pH to klucz do uzyskania idealnie gładkich i błyszczących powłok na metalach. Więc kiedy widzisz ładnie chromowane elementy w samochodach, możesz podziękować buforom!

Mechanizm działania buforów – na przykładzie buforu octanowego

Skoro one są  takie niezwykłe to warto poznać mechanizm ich działania. Omówię to na przykładzie buforu octanowego (jeśli chciałbyś poznać mechanizm działania buforu amonowego albo fosforanowego to zachęcam do odwiedzenia tego artykułu Równanie Hendersona-Hasselbalcha

Kwas octowy wprowadzony do wody zaczyna dysocjować. Napiszmy tę reakcję:

CH₃COOH< -- > CH₃COO^- + H⁺

Ze względu na to, że jest to słaby kwas to nie dysocjuje on w 100%. Niewielka ilość tego kwasu dysocjuje (rozpada się na jony) a reszta nie. W takim roztworze tworzy się równowaga między tym co zdysocjowało a tym co nie zdysocjowało (właśnie dlatego w reakcji powyżej jest strzałka z 2 grotami < -- >).

Teraz przypomnij sobie regułę przekory, która mówi o tym, że jeśli na reakcję, która znajduje się w równowadze, działa pewnym czynnikiem zewnętrznym, to ta reakcja robi wszystko aby tym czynnikom przeciwdziałać.

Teraz odnieśmy to do reakcji dysocjacji kwasu octowego. Jeśli do tej reakcji dodamy jonów H+ (po prostu wprowadzimy do układu jakiś kwas np. HCl), który dostarczy protony to reakcje będzie przeciwdziałała nadmiarom jonów H⁺ jakie znajdą się po prawej stronie tej reakcji i równowaga przesunie się w stronę kwasu octowego. Po prostu te nadmiarowe jony połączą się z jonami octanowymi (CH₃COO^-) dając kwas, czyli to co jest po lewej stronie reakcji. Jak sam widzisz dodanie kwasu do takiej reakcji powoduje przesuwanie równowagi reakcji w lewo tak , żeby związać jony H⁺. Takie blokowanie jonów H⁺ blokuje zmiany pH, a więc mamy do czynienia z buforem. Po co w takim razie do kwasu octowego dodawać jeszcze soli CH₃COONa? A no dlatego, że kwas octowy dysocjuje w bardzo małym stopniu. Tak więc z dysocjacji tego kwasu mamy bardzo mało jonów octanowych (CH₃COO^-), które są niezbędne do "łączenia się" z nadmiarowymi jonami H⁺. przez co taki bufor bardzo szybko by się wyczerpał. Właśnie dlatego do takiego układu dodajemy jeszcze sól CH₃COONa, która jest magazynem jonów CH₃COO^-

CH₃COONa -->CH₃COO^-+Na⁺  

Jak bufor ocala Twoje pH?

Dodając silny kwas lub zasadę do roztworu buforowego, równowaga przesuwa się tak, aby utrzymać stałe pH. W końcu bufor to nie byle co – to chemiczny bohater, który zawsze stanie w obronie pH!

Chcesz zostać mistrzem buforów? Dołącz do mojego kursu online!

Jeśli ten artykuł rozbudził Twoją ciekawość, to mam dla Ciebie coś specjalnego! Zapraszam na mój kurs online, w którym zgłębisz tajniki buforów jak nigdy dotąd.

Co czeka Cię na kursie?

• Szczegółowe omówienie teorii buforów – bez nudnych definicji, ale z humorem i praktycznymi przykładami!
• Zadania z rozwiązaniami, które pomogą Ci zrozumieć mechanizmy działania buforów i utrwalić wiedzę.
• Bonusowe materiały – dowiesz się więcej o równaniu Hendersona-Hasselbalcha, buforach amonowych, fosforanowych i nie tylko!

Link do kursu:  BUFORY