Roztwory buforowe

Roztwory buforowe to mieszaniny substancji zdolnych do reagowania z jonami H+ i OH-, umożliwiające utrzymanie stałego pH mimo dodawania kwasów lub zasad.

Typy roztworów buforowych:

1. Słaby kwas i jego sól z mocną zasadą (np. CH3COOH i CH3COONa)
2. Słaba zasada i jej sól z mocnym kwasem (np. NH3·H2O i NH4Cl)
3. Dwie sole kwasów wieloprotonowych (np. NaH2PO4 i Na2HPO4)

Definicja: Pojemność buforowa to ilość kwasu lub zasady, jaką trzeba dodać do 1 dm3 buforu, aby zmienić jego pH o 1.

Highlight: Pojemność buforowa jest tym większa, im większe jest sumaryczne stężenie roztworu buforowego i im bardziej stosunek stężeń jego składników zbliża się do jedności.

Przykład: Projektowanie buforu o pH 4,3:

1. Obliczamy $H3O+$ = 10^$-4,3$
2. Dobieramy kwas o pKa najbliższym 4,3 (np. CH3COOH)
3. Obliczamy stosunek [HA]/$A-$ z równania Hendersona-Hasselbalcha

Highlight: Bufory odgrywają kluczową rolę w utrzymaniu stałego pH krwi, co jest niezbędne dla prawidłowego funkcjonowania organizmu.

Wskaźniki chemiczne

Wskaźniki chemiczne to słabe kwasy lub zasady organiczne, które zmieniają barwę pod wpływem jonów H3O+ lub OH-. Zmiana barwy wynika z równowagi między różnie zabarwionymi postaciami wskaźnika i zależy od stężenia jonów H3O+.

Przykład: Błękit bromotymolowy zmienia barwę z żółtej $pH 1-5$ przez zieloną $pH 6-7$ do niebieskiej $pH 8-12$. Zakres zmiany barwy to 6,0-7,6.

Przykład: Fenoloftaleina przybiera malinowo-czerwoną barwę w zakresie pH 8-13.

Oranż metylowy (OM) to wskaźnik, który w środowisku kwasowym jest czerwony, w obojętnym i lekko zasadowym pomarańczowy, a w zasadowym żółty. Równowaga między formami H(OM) i H2(OM)+ określa barwę wskaźnika.

Definicja: Równanie Hendersona-Hasselbalcha opisuje zależność pH od stężenia form wskaźnika: pH = pKa + log($Ind-$/[HInd])

Highlight: Wskaźniki naturalne często stosowane na maturze to herbata czarna i sok z czerwonej kapusty.