Buferio Talpos Skaičiuotuvas | Nemokamas pH Stabilumo Įrankis

Kas yra buferinė geba?

Buferinė geba parodo, kaip gerai tirpalas priešinasi pH pokyčiui, į jį įdėjus rūgšties arba bazės. Šis skaičiuotuvas nustato buferinę gebą pagal silpnosios rūgšties koncentraciją, jos konjuguotosios bazės koncentraciją ir rūgšties pKa.

Buferis yra tirpalas, kurio pH išlieka beveik pastovus, net įmaišius nedidelius rūgšties arba bazės kiekius. Tai užtikrina kartu naudojama silpnoji rūgštis ir jos konjuguotoji bazė. Silpnoji rūgštis yra medžiaga, kuri vandenyje suskyla tik iš dalies ir išskiria vandenilio jonus. Konjuguotoji bazė yra tai, kas lieka rūgščiai išskyrus vandenilio joną. Buferinė geba, dažnai žymima graikiška raide β (beta), nurodo, kokio stiprumo yra šis pasipriešinimas. Didesnė β reiškia, kad tirpalas gali sugerti daugiau rūgšties arba bazės, kol pasikeis jo pH.

Buferinės gebos formulė

Tirpalo buferinė geba yra:

$\beta = 2.303 \times C \times \frac{K_a \times [H^+]}{([H^+] + K_a)^2}$

• β – buferinė geba, išreikšta mol/L·pH
• C – bendra rūgšties ir bazės koncentracija, išreikšta mol/L
• Ka – rūgšties disociacijos konstanta; tai dydis, rodantis, kiek silpnoji rūgštis suskyla vandenyje
• [H⁺] – tirpalo vandenilio jonų koncentracija, išreikšta mol/L

Ka su pKa sieja lygtis $K_a = 10⁻ᵖᴷᵃ$. Mažesnė pKa reikšmė reiškia stipresnę rūgštį.

Skaičiuotuvas neprašo tiesiogiai įvesti pH. Vietoj to jis apskaičiuoja tirpalo [H⁺] pagal konjuguotosios bazės ir silpnosios rūgšties santykį, naudodamas Hendersono–Hasselbalcho ryšį [H⁺] = Ka × (rūgšties koncentracija ÷ bazės koncentracija). Tada šį [H⁺] įrašo į pirmiau pateiktą formulę.

Kai rūgšties ir bazės koncentracijos yra lygios, [H⁺] yra lygi Ka, todėl pH yra lygus pKa. Tai taip pat yra didžiausios buferinės gebos pH. Tuo metu formulė supaprastėja:

$\beta_{max} = \frac{2.303 \times C}{4}$

Pakeitus [H⁺] = Ka × (rūgštis ÷ bazė), Ka susiprastina, todėl formulė virsta trumpesne lygiaverte išraiška, kurioje naudojamos tik dvi koncentracijos:

$\beta = \frac{2.303 \times [HA] \times [A^-]}{[HA] + [A^-]}$

Tai turi lengvai nepastebimą pasekmę. Nurodyta geba nesikeičia, kai keičiasi pKa. pKa lemia, ties kokiu pH yra buferis, o ne kokią gebą jis turi tuo pH. Skaičiuotuve pKa pastumia grafiką į kairę arba į dešinę, tačiau pagrindinis skaičius nesikeičia.

Kaip apskaičiuoti buferinę gebą

1. Sudėkite silpnosios rūgšties ir konjuguotosios bazės koncentracijas, kad gautumėte bendrą koncentraciją C.
2. Perskaičiuokite pKa į Ka naudodami $K_a = 10⁻ᵖᴷᵃ$.
3. Raskite [H⁺] pagal dviejų koncentracijų santykį: [H⁺] = Ka × (rūgštis ÷ bazė).
4. Į buferinės gebos formulę įrašykite C, Ka ir [H⁺].

Skaičiavimo pavyzdys

Tarkime, kad buferį sudaro 0,1 mol/L silpnosios rūgšties ir 0,1 mol/L jos konjuguotosios bazės, o pKa yra 4,76 (arti acto rūgšties pKa). Tai yra skaičiuotuve įdiegtas pavyzdys.

• Bendra koncentracija: C = 0,1 + 0,1 = 0,2 mol/L
• $K_a = 10⁻⁴·⁷⁶$
• Kadangi rūgšties ir bazės koncentracijos yra lygios, [H⁺] = Ka, todėl pH = pKa
• β = 2,303 × 0,2 ÷ 4 = 0,115150 mol/L·pH

Buferinė geba yra kitimo sparta, o ne bendras kiekis. β parodo, kiek stipriosios rūgšties arba bazės molių vienam litrui reikia vienam pH pokyčio vienetui esant dabartiniam pH. Kai pH yra apie 4,76, šiam buferiui reikia maždaug 0,0115 molio vienam litrui, kad pH pakistų viena dešimtąja pH vieneto (0,115150 × 0,1). Pakeisti pH visu vienetu reikia mažiau nei 0,1152 molio vienam litrui, nes β mažėja pH tolstant nuo pKa.

Antrasis pavyzdys

Tris buferio, paplitusio molekulinėje biologijoje, pKa yra maždaug 8,1. Kai rūgštinės formos koncentracija yra 0,05 mol/L, o bazinės formos – 0,05 mol/L (iš viso 0,1 mol/L), koncentracijos yra lygios, todėl pH vėl lygus pKa.

β = 2,303 × 0,1 ÷ 4 = 0,057575 mol/L·pH, arba maždaug 0,0576 mol/L·pH.

Buferio, kurio bendra koncentracija mažesnė, esant kitoms vienodoms sąlygoms, geba yra mažesnė. Dvigubai padidinus bendrą koncentraciją, buferinė geba taip pat padvigubėja.

Kas turi įtakos buferinei gebai

Bendra koncentracija. Buferinė geba didėja tiesiogiai proporcingai bendrai koncentracijai. Daugumos laboratorinių buferių koncentracija yra nuo 50 iki 200 mmol/L; taip derinama pakankama geba, kaina ir nepageidaujamas druskų poveikis.

Skirtumas tarp pH ir pKa. Geba yra didžiausia, kai pH lygus pKa, ir greitai mažėja nuo jo tolstant. Maždaug 2 pH vienetais nutolus nuo pKa, geba sumažėja iki mažiau nei dešimtadalio didžiausios vertės. Įprasta taisyklė – rinktis buferį, kurio pKa nuo reikiamo pH skiriasi ne daugiau kaip vienu pH vienetu.

Temperatūra. pKa vertės kinta priklausomai nuo temperatūros. Tris buferio pKa sumažėja maždaug 0,03 vieneto kiekvienam Celsijaus laipsniui, todėl buferis, paruoštas esant 25 °C, veikia kitaip esant 37 °C.

Joninė jėga. Didelė druskų koncentracija keičia efektyvųjį jonų aktyvumą tirpale, todėl tikroji buferinė talpa gali būti mažesnė už apskaičiuotąją. Didėjant ištirpusios druskos kiekiui, šis poveikis stiprėja.

Kelios rūgštinės grupės. Rūgštys, turinčios daugiau nei vieną disocijuojamą protoną, pavyzdžiui, fosforo rūgštis, turi kelias pKa vertes ir sudėtingesnę gebos kreivę. Šis skaičiuotuvas daro prielaidą, kad yra viena rūgšties ir bazės pora.

Po rezultatu esančiame grafike β vaizduojama kaip pH funkcija keturių pH vienetų intervale į abi puses nuo pKa, naudojant visą formulę ir pH kaip kintamąjį. Kreivė pasiekia maksimumą, kai pH = pKa, ir yra simetriška šio taško atžvilgiu.

Įprastas taikymas

Buferinės gebos skaičiavimai naudojami keliose srityse:

• Biochemija. Fermentai dažnai veikia tik siaurame pH intervale, todėl buferiai turi atsispirti reakcijų, kurios išskiria arba sugeria protonus, sukeliamam pH kitimui.
• Farmacinių preparatų formulių kūrimas. Injekciniams vaistams reikia pakankamai stipraus buferio, kad laikymo metu pH išliktų pastovus, tačiau jis neturi būti toks koncentruotas, kad sukeltų skausmą injekcijos vietoje.
• Aplinkos mokslas. Ežerai ir dirvožemis turi natūralią buferinę gebą dėl ištirpusių mineralų, pavyzdžiui, karbonatų. Dėl mažos buferinės gebos ežeras tampa jautresnis rūgščiojo lietaus poveikiui.
• Klinikinė chemija. Kraujo pH iš dalies palaikomas artimas 7,4 dėl bikarbonatinės buferinės sistemos, taip pat dalyvaujant plaučiams ir inkstams.

Šio skaičiuotuvo ribos

Formulėje daroma prielaida, kad tirpalas yra idealus, praskiestas ir jame yra viena rūgšties bei bazės pora. Joje naudojamos koncentracijos, nors griežtoje teorijoje naudojami aktyvumai, todėl tikroji išmatuota geba gali būti mažesnė už apskaičiuotąją, o skirtumas didėja didėjant druskų kiekiui. Buferiams, turintiems kelis disocijuojamus protonus, taip pat labai koncentruotiems arba labai praskiestiems tirpalams tiesioginis matavimas pateikia patikimesnį atsakymą nei vien skaičiavimas.

Dažnai užduodami klausimai

Kas yra buferinė geba? Buferinė geba – tai stipriosios rūgšties arba bazės molių skaičius vienam litrui, reikalingas tirpalo pH pakeisti vienu vienetu esant dabartiniam pH. Jos vienetai yra mol/L·pH. Kadangi pati geba kinta keičiantis pH, tai tam tikrame pH taške matuojama kitimo sparta, o ne fiksuotas kiekis.

Kokio pH buferinė geba yra didžiausia? Buferinė geba yra didžiausia, kai tirpalo pH lygus jo silpnosios rūgšties pKa. Tuo metu rūgšties ir konjuguotosios bazės kiekiai yra vienodi.

Ar buferinė geba yra tas pats, kas buferio stiprumas? Ne visai. Buferio stiprumas paprastai reiškia bendrą rūgšties ir bazės koncentraciją tirpale. Buferinė geba priklauso nuo šios koncentracijos ir nuo to, kaip arti pH yra pKa.

Ar buferinė geba gali būti neigiama? Ne. Buferinė geba visada yra teigiama, nes ji reiškia rūgšties arba bazės kiekį, reikalingą pH pakeisti, o ne pokyčio kryptį.

Kaip padidinti buferio gebą nekeičiant jo pH? Padidinkite rūgšties ir bazės koncentracijas tuo pačiu koeficientu, išlaikydami tą patį jų santykį. Taip padidės bendra koncentracija ir buferinė geba, o pH nepasikeis.

Kodėl geba mažėja pH smarkiai nutolus nuo pKa? Tolstant nuo pKa, viena rūgšties ir bazės poros forma tampa reta. Kai jos lieka nedaug, pridėta rūgštis arba bazė turi mažiau medžiagos neutralizacijai, todėl dėl tokio paties pridėto kiekio pH pasikeičia greičiau.

Šaltiniai

1. Van Slyke, D. D. (1922). On the measurement of buffer values. Journal of Biological Chemistry, 52, 525-570.
2. Po, H. N., & Senozan, N. M. (2001). The Henderson-Hasselbalch Equation: Its History and Limitations. Journal of Chemical Education, 78(11), 1499-1503.
3. Good, N. E., et al. (1966). Hydrogen ion buffers for biological research. Biochemistry, 5(2), 467-477.
4. NIST Chemistry WebBook. Nacionalinis standartų ir technologijos institutas.
5. Harris, D. C. (2010). Quantitative Chemical Analysis (8th ed.). W. H. Freeman and Company.