Ρυθμιστικό διάλυμα

Ένα ρυθμιστικό διάλυμα είναι ένα διάλυμα που αντιστέκεται σε μεγάλες μεταβολές του pH όταν προστεθεί μικρή ποσότητα ισχυρού οξέος ή ισχυρής βάσης. Τα περισσότερα παραδείγματα στη διδασκαλία χρησιμοποιούν ένα ασθενές οξύ με τη συζυγή του βάση ή μια ασθενή βάση με το συζυγές της οξύ.

Η βασική ιδέα είναι απλή: ένα ρυθμιστικό έχει δύο συστατικά έτοιμα να αντιδράσουν. Το ένα συστατικό απομακρύνει το προστιθέμενο $H^+$ και το άλλο απομακρύνει το προστιθέμενο $OH^-$, οπότε το pH μεταβάλλεται λιγότερο απ’ ό,τι σε ένα μη ρυθμισμένο διάλυμα.

Τι Κάνει Ένα Διάλυμα Ρυθμιστικό

Ένα όξινο ρυθμιστικό συνήθως περιέχει:

1. ένα ασθενές οξύ, όπως το οξικό οξύ, $HA$
2. τη συζυγή του βάση, όπως το οξικό ιόν, $A^-$

Ένα βασικό ρυθμιστικό συνήθως περιέχει:

1. μια ασθενή βάση
2. το συζυγές της οξύ

Η βασική προϋπόθεση είναι ότι και τα δύο μέλη του συζυγούς ζεύγους υπάρχουν σε αξιόλογες ποσότητες. Ένα διάλυμα που περιέχει μόνο οξικό οξύ συνήθως δεν θεωρείται πρακτικό ρυθμιστικό, επειδή δεν διαθέτει αρκετή συζυγή βάση για να απορροφήσει το προστιθέμενο οξύ.

Γιατί Τα Ρυθμιστικά Διαλύματα Αντιστέκονται Στη Μεταβολή Του pH

Ας υποθέσουμε ότι ένα ρυθμιστικό περιέχει $HA$ και $A^-$. Αν προστεθεί μικρή ποσότητα ισχυρού οξέος, η συζυγής βάση $A^-$ αντιδρά με μεγάλο μέρος από αυτό το προστιθέμενο οξύ:

$$A^- + H^+ \rightarrow HA$$

Αν προστεθεί μικρή ποσότητα ισχυρής βάσης, το ασθενές οξύ $HA$ αντιδρά με μεγάλο μέρος αυτής της βάσης:

$$HA + OH^- \rightarrow A^- + H_2O$$

Και στις δύο περιπτώσεις, το προστιθέμενο ισχυρό οξύ ή η ισχυρή βάση μετατρέπεται σε ασθενέστερο είδος. Το pH δεν παραμένει σταθερό, αλλά μεταβάλλεται λιγότερο απ’ ό,τι θα μεταβαλλόταν χωρίς το ρυθμιστικό ζεύγος.

Πότε Βοηθά Η Εξίσωση Henderson-Hasselbalch

Για ένα ρυθμιστικό ασθενούς οξέος, μια ευρέως χρησιμοποιούμενη προσέγγιση είναι η εξίσωση Henderson-Hasselbalch:

$$\mathrm{pH} \approx \mathrm{p}K_a + \log_{10}\left(\frac{[A^-]}{[HA]}\right)$$

Αυτή η εξίσωση είναι πιο χρήσιμη όταν:

1. το ρυθμιστικό είναι πράγματι ένα ασθενές οξύ και η συζυγής του βάση
2. και τα δύο συστατικά υπάρχουν σε συγκρίσιμες, μη αμελητέες ποσότητες
3. η συγκέντρωση αποτελεί αποδεκτή προσέγγιση της ενεργότητας

Στη διδασκαλία και σε πολλά προβλήματα εργαστηριακού τύπου, αυτή η προσέγγιση λειτουργεί αρκετά καλά ώστε να χτίζει διαίσθηση και να λύνει συνήθεις υπολογισμούς. Σε πιο ακριβή εργασία, οι χημικοί λαμβάνουν επίσης υπόψη την ενεργότητα, την ιοντική ισχύ και τις πληρέστερες λεπτομέρειες της ισορροπίας.

Λυμένο Παράδειγμα: Οξικό Οξύ Και Οξικό Ιόν

Θεώρησε ένα ρυθμιστικό που αποτελείται από οξικό οξύ και οξικό ιόν. Ας υποθέσουμε ότι ένα διάλυμα $1.0 \, \mathrm{L}$ περιέχει:

1. $0.20 \, \mathrm{mol}$ οξικού οξέος, $HA$
2. $0.20 \, \mathrm{mol}$ οξικού ιόντος, $A^-$

Για το οξικό οξύ, πάρε $\mathrm{p}K_a \approx 4.76$.

Επειδή το οξύ και η συζυγής βάση υπάρχουν σε ίσες ποσότητες,

$$\frac{[A^-]}{[HA]} = 1$$

οπότε

$$\log_{10}(1) = 0$$

και το pH του ρυθμιστικού είναι περίπου

$$\mathrm{pH} \approx 4.76$$

Τώρα πρόσθεσε $0.010 \, \mathrm{mol}$ ισχυρού οξέος, $HCl$. Το προστιθέμενο $H^+$ αντιδρά κυρίως με το οξικό ιόν:

$$A^- + H^+ \rightarrow HA$$

Οι νέες ποσότητες είναι περίπου:

1. $A^-: 0.20 - 0.010 = 0.19 \, \mathrm{mol}$
2. $HA: 0.20 + 0.010 = 0.21 \, \mathrm{mol}$

Επειδή ο όγκος του διαλύματος παραμένει κοντά στο $1.0 \, \mathrm{L}$, ο λόγος συγκεντρώσεων είναι περίπου ίδιος με τον λόγο mol:

$$\mathrm{pH} \approx 4.76 + \log_{10}\left(\frac{0.19}{0.21}\right)$$ $$\mathrm{pH} \approx 4.76 + \log_{10}(0.905) \approx 4.72$$

Το pH μειώνεται μόνο λίγο, από περίπου $4.76$ σε περίπου $4.72$. Αυτή η μικρή μεταβολή είναι η βασική λειτουργία ενός ρυθμιστικού.

Συνηθισμένα Λάθη Με Τα Ρυθμιστικά Διαλύματα

Να Θεωρείται Κάθε Διάλυμα Ασθενούς Οξέος Ως Ρυθμιστικό

Ένα ασθενές οξύ μόνο του μπορεί να έχει pH, αλλά ένα πρακτικό ρυθμιστικό χρειάζεται το συζυγές ζεύγος. Χωρίς και τα δύο συστατικά, το διάλυμα έχει πολύ μικρότερη ικανότητα να απορροφά προστιθέμενο οξύ ή βάση.

Η Υπόθεση Ότι Το pH Του Ρυθμιστικού Μένει Σταθερό

Τα ρυθμιστικά αντιστέκονται στη μεταβολή. Δεν την αποτρέπουν πλήρως. Αν προστεθεί υπερβολική ποσότητα ισχυρού οξέος ή ισχυρής βάσης, το ρυθμιστικό μπορεί να υπερνικηθεί.

Χρήση Της Henderson-Hasselbalch Χωρίς Να Δηλώνονται Οι Συνθήκες

Η εξίσωση είναι προσέγγιση, όχι νόμος που ταιριάζει αυτόματα σε κάθε διάλυμα. Είναι πιο αξιόπιστη στο συνηθισμένο πλαίσιο ρυθμιστικών ασθενούς οξέος ή ασθενούς βάσης, όχι σε κάθε συμπυκνωμένο ή έντονα μη ιδανικό διάλυμα.

Παράβλεψη Της Ρυθμιστικής Ικανότητας

Δύο ρυθμιστικά μπορούν να έχουν το ίδιο pH και παρ’ όλα αυτά να συμπεριφέρονται διαφορετικά όταν προστεθεί οξύ ή βάση. Ένα πιο συμπυκνωμένο ρυθμιστικό έχει συνήθως μεγαλύτερη ρυθμιστική ικανότητα, δηλαδή μπορεί να εξουδετερώσει περισσότερο προστιθέμενο οξύ ή βάση πριν το pH μεταβληθεί πολύ.

Να Ξεχνιέται Τι Αλλάζει Η Αραίωση

Αν αραιώσεις ένα ρυθμιστικό χωρίς να αλλάξεις πολύ τον λόγο οξέος προς βάση, το pH μπορεί να παραμείνει αρκετά παρόμοιο, αλλά η ρυθμιστική ικανότητα γίνεται μικρότερη. Το διάλυμα γίνεται πιο εύκολο να υπερνικηθεί.

Πού Χρησιμοποιούνται Τα Ρυθμιστικά Διαλύματα

Τα ρυθμιστικά διαλύματα χρησιμοποιούνται όταν το pH πρέπει να παραμένει μέσα σε ένα λειτουργικό εύρος. Συνηθισμένα παραδείγματα περιλαμβάνουν βιολογικά συστήματα, φαρμακευτικά και τρόφιμα, αναλυτική χημεία και ογκομετρήσεις κοντά σε περιοχές όπου διαφορετικά το pH θα μεταβαλλόταν γρήγορα.

Έχουν επίσης σημασία και έξω από το εργαστήριο. Η χημεία του αίματος, η ενζυμική δραστικότητα και πολλές βιομηχανικές διεργασίες εξαρτώνται από το να παραμένει το pH μέσα σε στενό εύρος, οπότε η συμπεριφορά των ρυθμιστικών είναι μέρος του τρόπου με τον οποίο αυτά τα συστήματα παραμένουν σταθερά.

Δοκίμασε Ένα Παρόμοιο Πρόβλημα

Κράτησε το ίδιο ρυθμιστικό οξικού οξέος, αλλά πρόσθεσε $0.010 \, \mathrm{mol}$ ισχυρής βάσης αντί για ισχυρό οξύ. Παρακολούθησε ποιο συστατικό αντιδρά, ενημέρωσε τον λόγο $[A^-]/[HA]$ και έλεγξε αν το pH αυξάνεται περίπου όσο μειώθηκε στο παραπάνω παράδειγμα. Αυτό είναι ένα καθαρό επόμενο βήμα αν θέλεις να ελέγξεις την κατανόησή σου.