Pufer

Iz Vikipedije, slobodne enciklopedije
Skoči na: navigacija, pretraga

Pufer je rastvor koji se prilikom dodatka male količine kiseline ili baze, ili prilikom razblaženja, opire promenama u koncentraciji hidronijum i hidroksidnih jona, pa samim tim i održava konstantnu vrednost pH. Pritom treba naglasiti da se pH neumitno menja, ali u značajno manjoj meri u poređenju sa nepuferizovanim rastvorom (nekoliko desetina puta manje). Ponekad se nazivaju i tampon smeše. Puferi se obično sastoje iz slabe kiseline (baze) i njene soli odnosno slabe kiseline/baze i njene konjugovane baze/kiseline (u zavisnosti od teorije po kojoj se objašnjavaju ravnoteže u vodenim rastvorima).[1]

Princip delovanja pufera[uredi]

Pufer koji se sastoji iz slabe kiseline - HA, i konjugovane baze A- reaguje na sledeće načine[2]:

  • prilikom dodatka kiseline (izvora hidronijum jona u rastvoru):
H3O+ + A- → HA + H2O
  • prilikom dodatka baze (izvora hidroksilnih jona u rastvoru):
OH- + HA → A- + H2O

U oba slučaja joni koji bi menjali pH rastvora bivaju neutralizovani do vode. Utrošeni joni iz pufera se brzo nadoknađuju jer je pufer dinamičan ravnotežni sistem koji se može svesti na jednačinu:[1]

HA + H2O H3O+ + A-

Primenom Le Šateljeovog principa jasno je da se utroškom jona sa desne strane koncentracija pomera u desno, i analogno sa druge strane.

Primer acetatnog pufera[uredi]

Na primeru acetatnog pufera (etanska kiselina, natrijum acetat) možemo objasniti princip reagovanja pufera.[1]

U vodenom rastvoru slaba sirćetna kiselina povratno disosuje na sledeći način:

CH3COOH + H2O CH3COO- + H+

Kako se u ovom sistemu uspostavlja ravnoteža, na njega se može primeniti zakon o dejstvu aktivnih masa.

 \mathrm{K_a = \frac{[H^+][CH_3COO^-]}{[CH_3COOH]}}

Odatle je koncentracija hidronijum jona u rastvoru jednaka:

 \mathrm{[H^+] = {K_a} \frac{[CH_3COOH]}{[CH_3COO^-]}}

Međutim, u datom rastvoru disosuje i so spomenute kiseline - natrijum acetat:

CH3COONa → CH3COO- + Na+

Acetatni joni dalje mogu da podležu hidrolizi:

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-

Izračunavanje pH pufera[uredi]

U prethodnom primeru data je formula za koncentraciju hidronijum jona poteklih disosovanjem kiseline. Međutim, ova formula se može proširiti na celokupan pufer jer svi molekuli kiseline potiču pretežno iz kiseline (jer tek veoma mali broj jona konjugovane baze hidrolizuje) a svi joni konjugovane baze iz soli (koja kao jak elektrolit potpuno disosuje, dok je stepen disocijacije slabe kiseline mali, pa i broj dobijenih jona iz kiseline zanemarljiv u slučaju pufera).[1] Odatle se ta formula može napisati i kao:

 \mathrm{[H^+] = {K_a} \frac{[kiselina]}{[konj. baza]}}

Ili kao Henderson-Haselbahova jednačina:

pH=pK_a+log_{10}\frac{c(konj. baze)}{c(kiseline)}

Takođe, koncentracija H3O+ jona se može izraziti i preko apsolutnog broja molova:

 \mathrm{[H^+] = {K_a} \frac{\frac{n(kis.)}{V(pufera)}}{\frac{n(konj. baze)}{V(pufera)}}}
 \mathrm{[H^+] = {K_a} \frac{n(kiseline)}{n(konj. baze)}}

U svim jednačinama koncentracija konjugovane baze je jednaka koncentraciji soli slabe kiseline (baze).

Direktna implikacija gornje jednačine u kojoj figurišu samo brojevi molova je i da razblaženje nema nikakav uticaj na pH rastvora.

Pritom treba naglasiti da iako rastvori npr. soli slabih kiselina reaguju bazno (usled hidrolize), puferi slabih kiselina će po pravilu biti kiselog karaktera, a puferi slabih baza - baznog.

Primena[uredi]

Mnoge reakcije zahtevaju stalan pH jer se promenom istog mogu promeniti i inače uobičajeni proizvodi. Stalnost kiselosti koju osiguravaju puferi veoma je praktična i primenljiva u mnogim, a naročito biohemijskim procesima. Po pravilu, najidealniji su puferi kod kojih je pH jednaka pKa i njihov kapacitet je generalno najbolji.[1]

Puferi su veoma prisutni u organizmu jer je aktivnost mnogih enzima direktno uslovljena odgovarajućom kiselošću. Tako se u krvi održava pH između 7,35 i 7,45 zahvaljujući između ostalog i bikarbonatnom puferu, dok je pH u npr. lizozomima između 5,6 i 5,8.

Puferi se koriste i na industrijskom nivou, u procesima fermentacija, u analitičkoj hemiji, farmaceutskoj tehnologiji itd.

Reference[uredi]

  1. ^ a b v g d Рајковић М. Б. и сарадници (1993). Аналитичка хемија. Београд: Савремена администрација. 
  2. ^ Housecroft C. E., Sharpe A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3rd ed.). Prentice Hall. ISBN 978-0131755536. 

Literatura[uredi]