Vad används buffertlösningar i?

Buffertlösningar är en av de viktigaste typerna av kemiskt reagens som används inom kemisk forskning, biologisk forskning och industri. Deras användbarhet beror främst på deras förmåga att motstå förändringar i pH. Om du har uppmärksammat i naturvetenskapskurs kan du komma ihåg att pH är en enhet av en lösnings surhet. För syftet med denna diskussion kan surhet definieras som koncentrationen av vätejoner (H +) i lösning. Hur sur en lösning är påverkar vilka reaktioner som sker och hur snabbt. Förmågan att kontrollera pH är avgörande för att framgångsrikt slutföra ett stort antal kemiska reaktioner, och så har buffertlösningar ett stort antal applikationer. Men först är det viktigt att förstå hur buffertlösningar fungerar.

Buffertlösningar är vanligtvis en kombination av en syra och dess konjugatbas. Som vi lärde oss ovan kan surhet definieras som koncentrationen av H + -joner i lösningen. Därför är syror föreningar som frigör H + -joner i lösning. Om syror ökar koncentrationen av H + följer det att motsatserna, baserna, minskar H + -koncentrationen.

När en syra förlorar ett H +, skapar det en konjugatbas. Detta illustreras bäst genom att ta ett exempel, såsom CH3COOH (ättiksyra). När CH3COOH fungerar som en syra, dissocieras den i H + och CH3COO- (acetat). CH3COO- är en bas, eftersom den kan acceptera H + för att skapa ättiksyra. Det är således den konjugerade basen av ättiksyra, eller basen som produceras när ättiksyra frigör en H + -jon. Detta koncept verkar komplicerat till en början, men var säker på att det inte är svårt att välja ut konjugerade baser i verkliga reaktioner. Det är i princip vad som är kvar av syran efter att en H + -jon släppts.

Kemiska reaktioner är reversibla. Med vår reaktion ovanifrån som ett exempel,

CH3COOH> CH3COO- och H +

CH3COO- och H + (produkterna) kan kombineras för att bilda CH3COOH (utgångsmaterial), vilket vi skulle kalla "omvänd reaktion." En reaktion kan således fortsätta åt höger eller vänster, framåt eller bakåt. Le Chateliers princip är en regel som säger att vänster och höger sida av reaktionen föredrar en viss balans eller förhållande mellan sig. I det här fallet säger Le Chateliers princip i princip att om du lägger till mer produkt (H + eller acetat), reaktionen kommer att flyttas åt vänster (mot utgångsmaterial) och utgångsmaterialet (ättiksyra) kommer att bildas svar.

På samma sätt kommer mer utgångsmaterial att bildas om mer produkt läggs till. När CH3COOH bildas avlägsnas H + från lösningen då den binds till CH3COO- och därmed ökar inte surheten i lösningen. Samma allmänna princip gäller om en bas tillsätts, mer H + frigörs och lösningens pH är oförändrat. Detta är metoden genom vilken en buffertlösning eller en kombination av en syra och dess konjugatbas kan motstå förändringar i pH.

Din kropp använder buffertar för att upprätthålla ett blod pH på 7,35-7,45, och även i ett stort antal biokemiska reaktioner som involverar enzymer. Enzymer är mycket komplexa föreningar som ofta kräver exakta pH-nivåer för att reagera ordentligt, en roll fylld av organiska buffertar som produceras av din kropp. Av samma anledning är buffertar viktiga för en biolog eller kemist som utför experiment i laboratoriet. Ett visst pH krävs ofta för att processen som studeras ska kunna inträffa, och buffertlösningar är det enda sättet att säkerställa dessa förhållanden.

Buffertlösningar används också i stor utsträckning inom industrin. Industriella processer som kräver buffertlösningar inkluderar jäsning, kontroll av färgämnesprocesser och tillverkning av läkemedel.