1

MECHANIZM DZIAŁANIA ROZTWORÓW BUFOROWYCH.

Na zajęciach koła chemicznego postanowiłam poszerzyć i utrwalić wiedzę młodzieży na

temat roztworów buforowych. Zauważyłam, że to zagadnienie sprawia uczniom wiele
trudności. Mają oni problemy z rozwiązywaniem zadań, brakuje im informacji na temat
występowania i zastosowania buforów. Podczas spotkań, wiadomości teoretyczne staraliśmy
się potwierdzić doświadczeniami chemicznymi. Uczniowie sami sporządzili odpowiednie
roztwory buforowe i zbadali ich właściwości. Prócz tego wykonali w programie MS Excel
symulacje komputerowe pozwalające obliczyć pH buforu, pojemność buforową, zmiany pH
buforu i jego pojemności po dodaniu kwasu lub zasady.

1. Skład roztworów buforowych.

Roztwory buforowe, zwane też buforami lub moderatorami odgrywają bardzo ważną rolę

w procesach biochemicznych organizmów roślinnych i zwierzęcych, zapewniając ściśle
określoną kwasowość środowiska, zmienną w bardzo wąskim zakresie.

Bufory mają również znaczenie w chemii analitycznej oraz w wielu procesach

technologicznych np. w fermentacji, w galwanicznych pokryciach metali.

Buforowaniem nazywamy zdolność utrzymywania stałych wartości pH. Roztworem

buforowym jest więc roztwór, którego pH zmienia się w niewielkim stopniu przez
rozcieńczanie lub przez dodatek niewielkich ilości kwasu lub zasady.

Roztwory buforowe są „pierwszą linią obrony” przed zmianą odczynu płynów

ustrojowych, takich jak krew czy płyn rdzeniowo-mózgowy. Tą dużą stałość pH nazywamy
homeostazą. Każde większe odchylenie od podanych wartości fizjologicznych znamionuje
stany patologiczne. Wartość pH krwi różna o 0,3 jednostki od wartości optymalnej jest „nie
do pogodzenia z życiem”.

Roztwory buforowe to najczęściej równomolowe mieszaniny składające się:
a) ze słabego kwasu i soli tego kwasu z mocną zasadą ,
b) ze słabej zasady i soli tej zasady z mocnym kwasem,
c) z dwóch soli o różnej kwasowości.
Według teorii Brönsteda i Lowry’ego buforami są zatem roztwory słabych kwasów

i sprzężonych z nimi zasad albo roztwory słabych zasad i sprzężonych z nimi kwasów.

Przykłady roztworów buforowych:

Kwas Brönsteda

Zasada Brönsteda

CH

3

COOH

CH

3

COO

-

H

2

CO

3

HCO

3

-

H

3

PO

4

H

2

PO

4

-

H

2

PO

4

-

HPO

4

2-

NH

4

+

NH

3

RNH

3

+

RNH

2

Sól aminy

Amina

Kwas – protonodawca
Zasada – protonobiorca

Poza tym stosowane są do różnych celów roztwory buforowe bardziej złożone np.

Na

2

CO

3

+ H

3

BO

3

+ KCl i szereg innych.

Tabela 1

2

2. pH roztworów buforowych.

W buforze typu słaby kwas i jego sól z mocną zasadą, mamy słabo zdysocjowany kwas:
HA + H

2

O H

3

O

+

+ A

-

,

którego stała dysocjacji wyraża się wzorem:

[H

3

O

+

] * [A

-

]

K

k

=

[HA]
Sól natomiast jest oczywiście dobrze zdysocjowana. Obecność tej soli powoduje znaczne

zmniejszenie stopnia dysocjacji słabego kwasu ze względu na wzrost stężenia anionu. Można
wtedy przyjąć, że w stanie równowagi stężenie kwasu [HA] będzie się praktycznie równało
całkowitemu stężeniu kwasu C

k

, a stężenie jego anionu [A

-

] całkowitemu stężeniu dodanej

soli C

s

. Stąd:

[HA] C

k

[H

3

O

+

] = K

k

* = K

k

*

[A

-

] C

s

Po zlogarytmowaniu i pomnożeniu obu stron równania przez –1 otrzymujemy tak zwane

równanie Hendersona-Hasselbacha:

C

k

pH = pK

k

– log

C

s

Podobnie postępuje się w celu wyznaczenia wzoru na pH buforu zbudowanego ze słabej

zasady i soli tej zasady z mocnym kwasem. W efekcie otrzymujemy:

C

z

[OH] = K

z

*

C

k

K

H

2

O

* C

z

[H

3

O

+

] =

K

z

* C

k

C

z

pH = 14 – pK

z

+ log

C

s

1. Wpływ kwasu na pH buforów.

Dodając niewielkie ilości rozcieńczonego kwasu solnego do mieszaniny CH

3

COONa -

CH

3

COOH spowodujemy, że jony H

+

pochodzące z całkowicie zdysocjowanego HCl będą

reagowały z jonami CH

3

COO

-

pochodzącymi z octanu sodu, stanowiącego składnik roztworu

buforowego, przez co powstanie bardzo słabo dysocjujący CH

3

COOH. Pochodzące z HCl

jony H

+

zostały w ten sposób „wyłapane” i nie zmieniło się ich stężenie w roztworze

buforowym.

A

-

+ H

3

O

+

à HA + H

2

O

A- - aniony soli
H

3

O

+

- kationy kwasu

HA – słaby elektrolit.

3

Przykład:

Wyliczenie zmiany pH roztworu buforowego zawierającego 0,1 mola CH

3

COOH i 0,1 mola

CH

3

COONa w 1 dm

3

roztworu po wprowadzeniu do niego 0,01 mola HCl. K

k

= 1,8* 10

-5

.

C

k

pH = pK

k

– log

C

s

pH = 4,74 – log

0,1

pH = 4,74

0,1

CH

3

COO

-

+ HCl à CH

3

COOH + Cl

-

C

k

= 0,1 + 0,01 = 0,11 [mol/dm

3

]

C

s

= 0,1 - 0,01 = 0,09 [mol/dm

3

]

pH = pK – log 0,11/0,09
pH = 4,74 – 0,09
pH = 4,65
Po dodaniu do 1 dm

3

buforu octanowego 0,01 mola HCl pH buforu zmniejszyło się o 0,09

jednostki pH (4,74 – 4,65).

2. Wpływ zasady na pH buforów.

Dodając do buforu octanowego niewielkie ilości NaOH, spowodujemy, że wodorotlenek

sodowy zostanie zobojętniony przez znajdujący się w roztworze kwas octowy i powstanie
octan sodu, który praktycznie nie zmieni wartości pH buforu. W wyniku tego procesu zniknie
pewna ilość CH

3

COOH, ale ponieważ tylko jedna cząsteczka na sto cząsteczek tego kwasu

wnosi jakiś wkład do stężenia jonów wodorowych, wobec tego zniknięcie niewielkich ilości
kwasu octowego nie wpłynie na wartość pH. Dodatek zasady będzie również buforowany
przez roztwór buforowy.
OH

-

+ HA à A

-

+ H

2

O

Z wyliczeń wynika, że po dodaniu 0,01 mola NaOH do roztworu buforowego identycznego
jak poprzednio, pH zwiększy się tylko o 0,09.

3. Wpływ rozcieńczania na pH buforów.

Z równania Hendersona-Hasselbacha wynika, że pH roztworu buforowego nie zmienia się

podczas rozcieńczania, ponieważ rozcieńczenie zmienia stężenie obu składników buforu
w takim samym stosunku. W praktyce laboratoryjnej można przyjąć, że przy niewielkich
zmianach stężeń tj. przy nieznacznym rozcieńczeniu buforu, jego pH nie zmienia się.

4. Wpływ kwasu na pH wody.

Jeżeli do jednego dm

3

wody dodamy 0,01 mola HCl to pH zmienia się o 5 jednostek,

z pH=7 dla wody do pH=2.

5. Pojemność buforowa.

Zdolność buforowania roztworu może być określona za pomocą wielkości zwanej

pojemnością buforową oznaczaną symbolem β. Pojemność buforowa jest to liczba moli
mocnej zasady lub kwasu, która musi być dodana do 1 litra roztworu, aby spowodować
zmianę pH o jednostkę. Pojemność buforowa wyraża się wzorem:

β = ΔB/ΔpH
gdzie: ΔB - dodana ilość mocnej zasady (w molach/litr)
ΔpH – przyrost pH

4

Jeżeli do roztworu buforowego wprowadzono mocny kwas, to we wzorze należy umieścić

znak minus.

Przykład:
Wprowadzenie 0,001 mola HCl do 1 litra buforu amonowego spowodowało obniżenie pH

o 0,01 jednostki. Pojemność buforowa tego roztworu będzie wynosić:
β = -0,001/-0,01 = 0,1 [mol/l]

W miarę zwiększania ilości dodawanego kwasu lub zasady pojemność buforowa

zmniejsza się i staje się równa zeru, ponieważ cała zawarta w buforze sól zmieni się w słaby
kwas lub też cały słaby kwas zostanie przeprowadzony w sól. Największą pojemność
buforową mają roztwory, w których stosunek stężeń soli i kwasu (ewentualnie zasady) jest
równy jedności. Dla takich roztworów pH = pK

k

lub pH = pK

z

, gdzie K

k

lub K

z

oznacza

odpowiednio stałą dysocjacji słabego kwasu lub słabej zasady.

Pojemność buforowa jest równa 1 wówczas, gdy dodanie 1 mola kwasu (zasady) do 1 litra

roztworu buforowego spowoduje zmianę pH tego roztworu o jedną jednostkę.

Pojemność buforowa zależy również od stężenia roztworu buforowanego. Im większe jest

stężenie buforu, tym większa jest jego pojemność buforowa. Wynika to ze wzoru van Slyke’a:

K

k

* [H

3

O

+

]

β = 2,303 * C *
(K

k

+ [H

3

O

+

])

2

gdzie: K

k

– stała dysocjacji kwasu

C – ogólne stężenie buforu (C = [HA] + [A

-

])

Dla danego stężenia C maksymalna wartość pojemności buforowej (przy pH = pK

k

)

wyraża się więc uproszczonym wzorem:

β = 0,58 * C
Rozcieńczenie buforów jest niekorzystne. Nie wpływa na pH, ale zmniejsza ich

pojemność.

Zmiana pH wody i roztworów buforowych

Woda

Bufor octanowy

C

k

=0,1mol/dm

3

Cs=0,1mol/dm

3

Bufor amonowy

Cz=0,1mol/dm

3

Cs=0,1mol/dm

3

pH początkowe

pH = 7

pH = 4,74

pH = 9,26

pH po dodaniu 0,01
mola HCl na 1 dm

3

roztworu

pH = 2

Ck+0,01
pH = pK – log
Cs-0,01
pH = 4,65

Cz-0,01
pH=14-pK+log
Cs+0,01
pH = 9,17

Zmiana pH

ΔpH = 7-2 = 5

ΔpH = 4,74 - 4,65=0,09

ΔpH = 9,26-9,17=0,09

Równanie reakcji

HClàH

+

+ Cl

-

CH

3

COONa+HCl=CH

3

COOH+NaCl

NH

4

OH+HCl=NH

4

Cl+H

2

O

pH po dodaniu 0,01
mola NaOH na
1 dm

3

roztworu

pH = 12

Ck-0,01

pH = pK – log
Cs+0,01
pH = 4,83

Cz+0,01
pH=14-pK+log
Cs-0,01
pH = 9,36

Zmiana pH

ΔpH = 7-12 = -5

ΔpH = 4,74 - 4,83 =-0,09

ΔpH = 9,26-9,35=-0,09

Równanie reakcji

NaOHàNa

+

+OH

-

CH

3

COOH+NaOH=CH

3

COONa+H

2

O

NH

4

Cl+NaOH=NH

4

OH+NaCl

Tabela 2

5

Zale

żność pH buforu octanowego od ilości dodanego kwasu - symulacja

C

HCl

=

0,25 mol/dm

3

C

k

=

0,1 mol/dm

3

C

s

=

0,1 mol/dm

3

V

p

=

20 cm

3

pH

p=

4,74

pK

kw

=

4,74

lp

V

k

n

k

V

b

n

k/l=

c

k'=

c

s'

c

s

-c

s

'

V

k/l

pH

pH

p

-pH

pojemno

ść

[cm

3

] [mol]

[cm

3

]

[mol/dm

3

]

[mol/dm

3

] [cm

3

]

[mol/dm

3

]

1

1

0,0003

21

0,0119

0,0881

50 4,636 0,104

0,115

2

2

0,0005

22

0,0227

0,0773

100 4,539 0,201

0,113

3

3

0,0008

23

0,0326

0,0674

150 4,446 0,294

0,111

4

4

0,0010

24

0,0417

0,0583

200 4,355 0,385

0,108

5

5

0,0013

25

0,0500

0,0500

250 4,263 0,477

0,105

6

6

0,0015

26

0,0577

0,0423

300 4,169 0,571

0,101

7

7

0,0018

27

0,0648

0,0352

350 4,069 0,671

0,097

8

8

0,0020

28

0,0714

0,0286

400 3,962 0,778

0,092

9

9

0,0023

29

0,0776

0,0224

450 3,841 0,899

0,086

10

10

0,0025

30

0,0833

0,0167

500 3,699 1,041

0,080

11

11

0,0028

31

0,0887

0,0113

550 3,517 1,223

0,073

12

12

0,0030

32

0,0938

0,0063

600 3,249 1,491

0,063

13

13

0,0033

33

0,0985

0,0015

650 2,623 2,117

0,047

14

14

0,0035

34

0,1029

-0,0029 700 2,531 2,209

0,047

15

15

0,0038

35

0,1071

-0,0071 750 2,146 2,594

0,041

16

16

0,0040

36

0,1111

-0,0111 800 1,954 2,786

0,040

17

17

0,0043

37

0,1149

-0,0149 850 1,828 2,912

0,039

Tabela 3

6

Zale

żność pH buforu octanowego od ilości dodanej zasady - symulacja

C

NaOH

=

0,25

mol/dm

3

C

k

=

0,1

mol/dm

3

C

s

=

0,1

mol/dm

3

V

p

=

20

cm

3

pH

p

=

4,74

pK

kw

=

4,74

lp

V

z

n

z

V

b

n

z/l=

c

k'=

c

s'

c

k

-c

k'

V

z/l

pH

pH-pH

p

pojemno

ść

[cm

3

] [mol]

[cm

3

] [mol/dm

3

]

[mol/dm

3

]

[cm

3

]

[mol/dm

3

]

1

1

0,0003

21

0,0119

0,0881

50

4,844

0,104

0,115

2

2

0,0005

22

0,0227

0,0773

100

4,941

0,201

0,113

3

3

0,0008

23

0,0326

0,0674

150

5,034

0,294

0,111

4

4

0,0010

24

0,0417

0,0583

200

5,125

0,385

0,108

5

5

0,0013

25

0,0500

0,0500

250

5,217

0,477

0,105

6

6

0,0015

26

0,0577

0,0423

300

5,311

0,571

0,101

7

7

0,0018

27

0,0648

0,0352

350

5,411

0,671

0,097

8

8

0,0020

28

0,0714

0,0286

400

5,518

0,778

0,092

9

9

0,0023

29

0,0776

0,0224

450

5,639

0,899

0,086

10

10

0,0025

30

0,0833

0,0167

500

5,781

1,041

0,080

11

11

0,0028

31

0,0887

0,0113

550

5,963

1,223

0,073

12

12

0,0030

32

0,0938

0,0063

600

6,231

1,491

0,063

13

13

0,0033

33

0,0985

0,0015

650

6,857

2,117

0,047

14

14

0,0035

34

0,1029

-0,0029

700

11,469

6,729

0,015

15

15

0,0038

35

0,1071

-0,0071

750

11,854

7,114

0,015

16

16

0,0040

36

0,1111

-0,0111

800

12,046

7,306

0,015

17

17

0,0043

37

0,1149

-0,0149

850

12,172

7,432

0,015

18

18

0,0045

38

0,1184

-0,0184

900

12,265

7,525

0,016

Tabela 4

7

7. Występowanie buforów w organizmie człowieka.

1) Układy buforowe krwi.
We krwi działają jednocześnie trzy układy buforowe.

1. Kwas węglowy i wodorowęglan
2. Kwas fosforowy i wodorofosforan
3. Białka i aniony białek.

Krew spełnia główną rolę w wydalaniu jonów wodorowych. Wytworzony w tkankach

CO

2

nie zakwasza osocza krwi dzięki buforującemu działaniu układu hemoglobinowego

HbO

2

/HHb.

Hemoglobina usuwa wolne jony wodorowe powstałe w reakcji:
CO

2

+ H

2

O à H

3

O

+

+ HCO

3

-

tworząc sprotonowaną hemoglobinę, uwalniając równoważną liczbę moli HCO

3

-

.

H

3

O

+

+Hb

-

HHb + H

2

O

H

3

O

+

+HbO

2

-

HHb + H

2

O +O

2

Reakcje te zachodzą w krwinkach czerwonych. Niewielkie ilości jonów wodorowych,

jakie powstają w skutek rozpuszczenia CO

2

w osoczu są z dostateczną wydajnością

buforowane przez układ białczanowy osocza, białko

-

/białko-H.

H

3

O

+

+ białko

-

à białko-H + H

2

O

W osoczu najbardziej podstawowe znaczenie ma układ wodorowęglanowy HCO

3

-

/ CO

2

stanowiący 72% całej pojemności buforowej krwi. Ośrodek oddechowy reguluje w tym
buforze ciśnienie cząstkowe CO

2

, a nerka stężenie zasady [HCO

3

-

]. Wiązanie lub oddawanie

jonów wodorowych obniża pojemność buforową danego układu, dlatego istnieje potrzeba
regeneracji zużywających się układów buforowych. Proces ten zachodzi w nerkach i płucach,
a w warunkach chorobowych także w układzie kostnym i pokarmowym.

Wpływ herbaty z cytryną na organizm człowieka.
Picie herbaty zakwaszonej cytryną powoduje przyspieszenie oddechu, a w rezultacie

sapanie. Cechą charakterystyczną wszystkich organizmów żywych jest zdolność
utrzymywania odczynu płynów ustrojowych bez zmiany. Od tego zależy w decydującym
stopniu normalna praca organizmu. Układy buforowe reagują natychmiast na wszelkie
zmiany odczynu i wyrównują pH. Krew ludzka zdrowego organizmu ma stałe pH = 7,35.
Składnikiem buforującym jest między innymi kwaśny węglan sodowy. Jeśli nastąpi nagły
dopływ substancji zakwaszających do krwi, zachodzi ich szybka reakcja z wodorowęglanem
sodowym, przy czym wydziela się wolny dwutlenek węgla.

RCOOH + NaHCO

3

RCOONa + H

2

O +

CO

2

Centra oddechowe reagują natychmiast na zakwaszenie krwi wydalając przez szybki

oddech nadmiar dwutlenku węgla.

2) Układ buforowy kości.
Kości magazynują dużą ilość zasad, które w razie potrzeby mogą wiązać nadmiar jonów

wodorowych. W procesie osteogenezy powstaje hydroksyapatyt zawierający dodatkowo
pewną ilość węglanów i cytrynianów, które z powodu powierzchniowego umiejscowienia

w kościach ulegają łatwo wymianie i mogą być użyte do wiązania jonów wodorowych.

8

CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA

Doświadczenie 1
Wyznaczanie pojemności buforu octanowego.

Aparatura i przyrządy:
Zlewki o pojemności 250 cm

3

Pipety o pojemności 25 cm

3

Pehametr cyfrowy typu Cp215
Elektroda szklana
Odczynniki:

Bufor octanowy (0,2-molowy CH

3

COOH i 0,2-molowy CH

3

COONa)

Roztwór 0,25-molowy HCl
Roztwór 0,25-molowy NaOH
Wykonanie:
Sporządzić 40 cm

3

roztworu buforu octanowego, w którym stężenia CH

3

COOH

i CH

3

COONa są równe i wynoszą 0,1 mol/dm

3

. (Zmieszać po 20 cm

3

0,2 – molowego

CH

3

COOH i 0,2 – molowego CH

3

COONa). Podzielić sporządzony roztwór na dwie równe

porcje. Otrzymany roztwór powinien mieć pH = 4,74 (jeżeli wskazania pehametru różnią się
od powyższej wartości, należy ustawić pehametr na wartość 4,74).

I Do jednej porcji buforu (20 cm

3

) dodać 1 cm

3

0,25 – molowego roztworu HCl

i zmierzyć pH roztworu. Powtórzyć tę czynność piętnastokrotnie mierząc pH roztworu po
dodaniu każdej następnej porcji (po 1 cm

3

).

Obserwacje:
Dodanie do buforu octanowego porcjami po 1 cm

3

roztworu HCl powoduje, że pH buforu

początkowo zmniejsza się nieznacznie od 4,74 do 3,65, a potem coraz bardziej do pH =2.

Wnioski:
Przy nadmiarze mocnego kwasu cała sól zostaje zobojętniona, a na pH ma wpływ tylko

mocny kwas. Początkowa pojemność buforu β = 0,119 maleje stopniowo w miarę dodawania
kwasu. Wyznaczona pojemność, jak i pomiary pH są zbliżone do wartości obliczonych
teoretycznie.

II Do drugiej porcji buforu (20 cm

3

) dodać 1 cm

3

0,25-molowego roztworu NaOH

i zmierzyć pH podobnie jak w pierwszej części doświadczenia.

Obserwacje:
Wyniki umieszczone są w tabeli 3
Wnioski:
Dodanie do buforu octanowego porcjami roztworu NaOH powoduje, że pH roztworu

początkowo zmienia się nieznacznie, a po dodaniu większej ilości zasady wartość pH rośnie
do około 12. Oznacza to, że gdy cały kwas został zobojętniony na pH ma wpływ dodawana
mocna zasada. Największą wartość ma pojemność buforowa gdy stosunek stężenia zasady do
stężenia soli jest zbliżony do 1. Im więcej ten stosunek jest mniejszy od jedności tym bardziej
pojemność maleje. Wyniki doświadczenia są zbliżone do obliczeń teoretycznych.

9

Zale

żność pH buforu octanowego od ilości dodanego kwasu - wyniki doświadczalne

C

HCl

=

0,25 mol/dm

3

Ck=

0,1 mol/dm

3

Cs=

0,1 mol/dm

3

V

p

=

20 cm

3

pH

p

=

4,74

lp

V

k

n

k

V

b

n

k/l=

c

k'=

c

s'

V

k/l

pH

pH

p

-pH

pojemno

ść

[cm

3

]

[mol]

[cm

3

]

[mol/dm

3

]

[cm

3

]

[mol/dm

3

]

1

1

0,00025

21,0

0,012

50,0

4,64

0,10

0,119

2

2

0,00050

22,0

0,023

100,0 4,54

0,20

0,114

3

3

0,00075

23,0

0,033

150,0 4,45

0,29

0,112

4

4

0,00100

24,0

0,042

200,0 4,29

0,45

0,093

5

5

0,00125

25,0

0,050

250,0 4,19

0,55

0,091

6

6

0,00150

26,0

0,058

300,0 3,96

0,78

0,074

7

7

0,00175

27,0

0,065

350,0 3,65

1,09

0,059

8

8

0,00200

28,0

0,071

400,0 3,22

1,52

0,047

9

9

0,00225

29,0

0,078

450,0 2,72

2,02

0,038

10

10

0,00250

30,0

0,083

500,0 2,43

2,31

0,036

11

11

0,00275

31,0

0,089

550,0 2,29

2,45

0,036

12

12

0,00300

32,0

0,094

600,0

2,2

2,54

0,037

13

13

0,00325

33,0

0,098

650,0 2,12

2,62

0,038

14

14

0,00350

34,0

0,103

700,0 2,08

2,66

0,039

15

15

0,00375

35,0

0,107

750,0 2,03

2,71

0,040

16

16

0,00400

36,0

0,111

800,0 1,97

2,77

0,040

Tabela 5

10

Zale

żność pH buforu octanowego od ilości dodanej zasady - wyniki doświadczalne

C

NaOH

=

0,25

mol/dm

3

C

k

=

0,1

mol/dm

3

C

s

=

0,1

mol/dm

3

V

p

=

20

cm

3

pH

p

=

4,74

lp

V

z

n

z

V

b

n

z/l=

c

k'=

c

s'

V

z/l

pH

pH-pH

p

pojemno

ść

[cm

3

] [mol]

[cm

3

] [mol/dm

3

]

[cm

3

]

[mol/dm

3

]

1

1

0,0003

21

0,012

50

4,84

0,10

0,119

2

2

0,0005

22

0,023

100

4,97

0,23

0,099

3

3

0,0008

23

0,033

150

5,30

0,56

0,058

4

4

0,0010

24

0,042

200

5,25

0,51

0,082

5

5

0,0013

25

0,050

250

5,47

0,73

0,068

6

6

0,0015

26

0,058

300

5,64

0,90

0,064

7

7

0,0018

27

0,065

350

5,86

1,12

0,058

8

8

0,0020

28

0,071

400

8,27

3,53

0,020

9

9

0,0023

29

0,078

450

11,34

6,60

0,012

10

10

0,0025

30

0,083

500

11,55

6,81

0,012

11

11

0,0028

31

0,089

550

11,80

7,06

0,013

12

12

0,0030

32

0,094

600

11,91

7,17

0,013

13

13

0,0033

33

0,098

650

11,95

7,21

0,014

14

14

0,0035

34

0,103

700

11,99

7,25

0,014

Tabela 6

11

Doświadczenie 2
Wpływ rozcieńczania na pH buforu.

Aparatura i przyrządy:
Zlewki o pojemności 250 cm

3

Pipety o pojemności 25 cm

3

Pehametr cyfrowy typu Cp215
Elektroda szklana
Odczynniki:

Bufor octanowy o pH = 3,72
Woda destylowana

Wykonanie:
Sprawdzić doświadczalnie, jak będzie się zmieniało pH buforu octanowego po 2-, 5-, 10-,

20- i 100-krotnym rozcieńczaniu.

Obserwacje:

n-krotne rozcieńczanie

pH buforu

ΔpH = (pH

o

– pH)

2
5

10
20

100

3,74
3,75
3,81
3,90
4,07

+0,02
+0,03
+0,09
+0,18
+0,35

Wniosek:
Rozcieńczanie roztworu buforowego w zasadzie nie wpływa na jego wartość pH.

Doświadczenie 3

Wpływ zmiany stosunku stężeń kwasu i soli na pH roztworów buforowych.

Aparatura i przyrządy:
Probówki
pipety o pojemności 10 cm

3

.

Odczynniki:
CH

3

COOH o stężeniu 1 mol/dm

3

CH

3

COONa o stężeniu 1 mol/dm

3

Czerwień metylowa
Oranż metylowy
Bufor o pH = 4
Bufor o pH = 6
Wykonanie:

a) Do 1 cm

3

1–molowego roztworu kwasu octowego dodać 2,5 cm

3

1–molowego

roztworu octanu sodu, dobrze wymieszać i dodać dwie krople czerwieni metylowej.
Porównać barwę badanego roztworu z barwą „skali”. „Skalę” sporządza się dodając
po dwie krople wskaźnika, czerwieni metylowej i osobno oranżu metylowego do
wcześniej przygotowanych roztworów buforowych o pH = 4 i pH = 6. Do
sporządzenia „skali” używać po około 0,5 cm

3

roztworu buforu.

b) Sporządzić octanowy roztwór buforowy o innym stosunku stężeń kwasu i soli niż

w punkcie a. W tym celu zmieszać 0,5 cm

3

1–molowego roztworu CH

3

COONa z 2,5

cm

3

1–molowego roztworu CH

3

COONH. Roztwór dokładnie wymieszać, dodać 2

krople oranżu metylowego i oznaczyć pH mieszaniny porównując jej barwę
z roztworami „skali” o pH = 4 i pH = 6.

12

Skala

bufor o pH = 4 bufor o pH = 6
+ czerwień metylowa + czerwień metylowa

Roztwór badany

C

k

/C

s

= 1/2,5 pH ~5

Skala

bufor o pH = 4 bufor o pH = 6
+oranż metylowy +oranż metylowy

Ck/Cs = 1/ 0,2 pH ~ 4

Wniosek:
Stosunek stężeń kwasu do soli w roztworze buforowym ma wpływ na pH roztworu
buforowego. Większe stężenie kwasu powoduje zmniejszenie pH roztworu buforowego.

13

PODSUMOWANIE

Roztwory buforowe odgrywają dużą rolę zarówno w przyrodzie jak i w praktyce

chemicznej. Wiele procesów przebiega w sposób optymalny przy określonej wartości pH.
Gdy w procesach takich powstają kwasy lub zasady, muszą one być w układzie buforowym
„wychwycone”.

W procesach przemiany materii powstają nieprzerwanie duże ilości kwasów, np. kwasu

węglowego i mlekowego, a także zasad. Buforujące działanie płynów ustrojowych zapobiega
niebezpiecznym dla organizmu zmianom pH.

Cechą charakteryzującą roztwory buforowe jest ich pojemność, która mówi, ile można

dodać do buforu moli kwasu lub zasady, aby zmienić wartość pH o jednostkę. Największą
pojemność wykazują roztwory buforowe składające się z równomolowych ilości kwasu i
sprzężonej z nim zasady.

Rozcieńczanie buforu praktycznie nie wpływa na zmianę jego pH. Rozcieńczanie zmienia

stężenie obydwu składników buforu w takim samym stosunku. Zmniejszeniu ulega jednak
pojemność buforowa. Właściwości roztworów buforowych wykorzystuje się podczas
wytrącania osadów. Bufory powodują utrzymanie odpowiedniego pH roztworu, uzyskanie
całkowitego wytrącenia osadu, uzyskanie w ogóle osadu.

Stosunek stężeń składników buforu ma istotny wpływ na jego pH.
Sporządzone roztwory buforowe wykorzystane zostały do kalibrowania pehametru. Dzięki

temu można było wykorzystać to urządzenie do przeprowadzenia alkacymetrycznego
miareczkowania Coca-coli i do badania buforów. Wyniki przeprowadzonych doświadczeń
były bardzo zbliżone do sporządzonych w MS Excel symulacji komputerowych.

Dzięki poszerzeniu wiedzy teoretycznej, zajęciom laboratoryjnym i pracy z arkuszem

kalkulacyjnym, młodzież z większym zrozumieniem zaczęła podchodzić do zagadnienia
buforów. Zebrane informacje znalazły zastosowanie na lekcjach chemii podczas obliczeń
chemicznych lub doświadczeń i na lekcjach biologii.

LITERATURA

1. „Chemia dla studentów medycyny”, Klaus Beyermann, PZWL, Warszawa 1983.
2. „Chemia i życie”, Jerzy Stobiński, Instytut Wydawniczy Nasza Księgarnia 1974.
3. „Aparatura kontrolno-pomiarowa w przemyśle chemicznym” Praca zbiorowa.

WSiP, Warszawa 1993.

4. „Pracownia chemiczna. Analiza jakościowa”, Szczęsny, Rosołowski, WSiP

Warszawa 1997.

Opracowała:
mgr inż. Renata Gawron

Częstochowa 2005 rok