버퍼의 유용성
버퍼 솔루션은 화학 연구, 생물학 연구 및 산업에서 사용되는 가장 중요한 화학 시약 유형 중 하나입니다. 그들의 유용성은 주로 pH 변화에 저항하는 능력에서 비롯됩니다. 과학 수업에서주의를 기울 였다면 pH는 용액 산도의 단위라는 것을 기억할 것입니다. 이 논의의 목적을 위해 산도는 용액 내 수소 이온 (H +)의 농도로 정의 할 수 있습니다. 용액의 산성 정도는 어떤 반응이 일어나고 얼마나 빨리 일어나는지에 영향을 미칩니다. pH를 제어하는 능력은 많은 수의 화학 반응을 성공적으로 완료하는 데 매우 중요하므로 완충액에는 수많은 응용 분야가 있습니다. 그러나 먼저 버퍼 솔루션의 작동 방식을 이해하는 것이 중요합니다.
산 및 접합체 염기
완충액은 일반적으로 산과 그 결합 염기의 조합입니다. 위에서 배운 것처럼 산성도는 용액의 H + 이온 농도로 정의 할 수 있습니다. 따라서 산은 H + 이온을 용액으로 방출하는 화합물입니다. 산이 H +의 농도를 증가 시키면 반대의 염기는 H + 농도를 감소시킵니다.
산이 H +를 잃으면 접합체 염기가 생성됩니다. 이것은 CH3COOH (아세트산)와 같은 예를 들어 가장 잘 설명됩니다. CH3COOH가 산으로 작용하면 H +와 CH3COO- (아세테이트)로 분해됩니다. CH3COO-는 아세트산을 생성하기 위해 H +를 받아 들일 수 있기 때문에 염기입니다. 따라서 그것은 아세트산의 공액 염기이거나 아세트산이 H + 이온을 방출 할 때 생성되는 염기입니다. 이 개념은 처음에는 복잡해 보이지만 실제 반응에서 공액 염기를 선택하는 것은 어렵지 않습니다. 본질적으로 H + 이온이 방출 된 후 산에 남아있는 것입니다.
Le Chatelier의 원리와 완충제
화학 반응은 되돌릴 수 있습니다. 위에서 우리의 반응을 예로 들면,
CH3COOH> CH3COO- 및 H +
CH3COO-와 H + (생성물)는 결합하여 CH3COOH (시작 물질)를 형성 할 수 있으며, 이를 "역반응"이라고합니다. 따라서 반응은 오른쪽 또는 왼쪽, 앞으로 또는 뒤로 진행될 수 있습니다. Le Chatelier의 원리는 반응의 왼쪽과 오른쪽이 자신 사이의 특정 균형 또는 비율을 선호한다는 규칙입니다. 이 경우 Le Chatelier의 원칙은 기본적으로 제품 (H + 또는 아세테이트)을 더 추가하면 반응은 왼쪽 (시작 물질쪽으로)으로 이동하고 출발 물질 (아세트산)은 응답.
마찬가지로 더 많은 제품이 추가되면 더 많은 시작 물질이 형성됩니다. CH3COOH가 형성되면 H +가 CH3COO-와 결합하여 용액에서 제거되므로 용액의 산도가 증가하지 않습니다. 염기가 추가되고 더 많은 H +가 방출되고 용액의 pH가 변하지 않는 경우에도 동일한 일반 원칙이 적용됩니다. 이것은 완충 용액 또는 산과 결합 염기의 조합이 pH 변화에 저항 할 수있는 방법입니다.
버퍼 솔루션의 응용
우리 몸은 버퍼를 사용하여 혈액 pH를 7.35-7.45로 유지하고 효소와 관련된 수많은 생화학 적 반응을합니다. 효소는 적절하게 반응하기 위해 종종 정확한 pH 수준이 필요한 매우 복잡한 화합물이며, 신체에서 생성되는 유기 완충액으로 채워진 역할입니다. 이와 같은 이유로 버퍼는 실험실에서 실험을 수행하는 생물 학자 또는 화학자에게 매우 중요합니다. 연구중인 공정이 발생하기 위해서는 특정 pH가 필요한 경우가 많으며, 이러한 조건을 보장하는 유일한 방법은 완충액입니다.
버퍼 솔루션은 또한 업계에서 널리 사용됩니다. 완충 용액이 필요한 산업 공정에는 발효, 염료 공정 제어 및 의약품 제조가 포함됩니다.