สารละลายบัฟเฟอร์

สารละลายบัฟเฟอร์คือสารละลายที่ต้านการเปลี่ยนแปลงของ pH อย่างมาก เมื่อมีการเติมกรดแก่หรือเบสแก่เพียงเล็กน้อย ตัวอย่างที่พบในห้องเรียนส่วนใหญ่มักใช้กรดอ่อนกับเบสคู่สมการของมัน หรือเบสอ่อนกับกรดคู่สมการของมัน

แนวคิดหลักนั้นง่ายมาก: บัฟเฟอร์มี องค์ประกอบสองตัวที่พร้อมทำปฏิกิริยา ตัวหนึ่งช่วยกำจัด $H^+$ ที่เติมเข้าไป และอีกตัวหนึ่งช่วยกำจัด $OH^-$ ที่เติมเข้าไป ดังนั้น pH จึงเปลี่ยนไปน้อยกว่าสารละลายที่ไม่มีบัฟเฟอร์

อะไรทำให้สารละลายเป็นบัฟเฟอร์

บัฟเฟอร์กรดโดยทั่วไปประกอบด้วย:

1. กรดอ่อน เช่น กรดอะซิติก, $HA$
2. เบสคู่สมการของมัน เช่น อะซีเตต, $A^-$

บัฟเฟอร์เบสโดยทั่วไปประกอบด้วย:

1. เบสอ่อน
2. กรดคู่สมการของมัน

เงื่อนไขสำคัญคือ สมาชิกทั้งสองของคู่กรด-เบสคู่สมการต้องมีอยู่ในปริมาณที่มีนัยสำคัญ สารละลายที่มีเพียงกรดอะซิติกอย่างเดียวมักไม่ถือเป็นบัฟเฟอร์ที่ใช้งานได้จริง เพราะมีเบสคู่สมการอยู่ไม่มากพอที่จะรองรับกรดที่เติมเข้าไป

ทำไมสารละลายบัฟเฟอร์จึงต้านการเปลี่ยนแปลงของ pH

สมมติว่าบัฟเฟอร์มี $HA$ และ $A^-$. ถ้าเติมกรดแก่ลงไปเล็กน้อย เบสคู่สมการ $A^-$ จะทำปฏิกิริยากับกรดที่เติมเข้าไปส่วนใหญ่:

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

ถ้าเติมเบสแก่ลงไปเล็กน้อย กรดอ่อน $HA$ จะทำปฏิกิริยากับเบสนั้นส่วนใหญ่:

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

ในทั้งสองกรณี กรดแก่หรือเบสแก่ที่เติมเข้าไปจะถูกเปลี่ยนให้เป็นชนิดที่อ่อนกว่า pH ไม่ได้คงที่สนิท แต่จะเปลี่ยนแปลงน้อยกว่ากรณีที่ไม่มีคู่บัฟเฟอร์

เมื่อใดสมการ Henderson-Hasselbalch จึงช่วยได้

สำหรับบัฟเฟอร์กรดอ่อน การประมาณที่ใช้กันอย่างแพร่หลายคือสมการ Henderson-Hasselbalch:

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

สมการนี้มีประโยชน์มากที่สุดเมื่อ:

1. บัฟเฟอร์นั้นเป็นกรดอ่อนและเบสคู่สมการของมันจริง
2. องค์ประกอบทั้งสองมีอยู่ในปริมาณใกล้เคียงกันและไม่ต่ำเกินไป
3. สามารถใช้ความเข้มข้นเป็นค่าประมาณของแอกทิวิตีได้

ในโจทย์ระดับห้องเรียนและปัญหาแบบห้องปฏิบัติการจำนวนมาก การประมาณนี้ใช้ได้ดีพอสำหรับสร้างความเข้าใจและแก้การคำนวณทั่วไป แต่ในการทำงานที่ต้องการความแม่นยำมากขึ้น นักเคมียังพิจารณาแอกทิวิตี ความแรงไอออนิก และรายละเอียดสมดุลที่ครบถ้วนกว่านี้ด้วย

ตัวอย่างคำนวณ: กรดอะซิติกและอะซีเตต

พิจารณาบัฟเฟอร์ที่ทำจากกรดอะซิติกและอะซีเตต สมมติว่าสารละลาย $1.0 \, \mathrm{L}$ มี:

1. กรดอะซิติก $0.20 \, \mathrm{mol}$, $HA$
2. อะซีเตต $0.20 \, \mathrm{mol}$, $A^-$

สำหรับกรดอะซิติก ให้ใช้ค่า $\mathrm{p}K_a \approx 4.76$.

เนื่องจากกรดและเบสคู่สมการมีปริมาณเท่ากัน

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

ดังนั้น

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

และ pH ของบัฟเฟอร์มีค่าประมาณเป็น

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

ตอนนี้เติมกรดแก่ $HCl$ จำนวน $0.010 \, \mathrm{mol}$. $H^+$ ที่เติมเข้าไปจะทำปฏิกิริยากับอะซีเตตเป็นหลัก:

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

ปริมาณใหม่จะได้ประมาณว่า:

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

เนื่องจากปริมาตรของสารละลายยังคงใกล้เคียง $1.0 \, \mathrm{L}$ อัตราส่วนความเข้มข้นจึงประมาณได้ว่าเท่ากับอัตราส่วนจำนวนโมล:

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

ค่า pH ลดลงเพียงเล็กน้อย จากประมาณ $4.76$ เป็นประมาณ $4.72$ การเปลี่ยนแปลงเพียงเล็กน้อยนี้คือหน้าที่หลักของบัฟเฟอร์

ข้อผิดพลาดที่พบบ่อยเกี่ยวกับสารละลายบัฟเฟอร์

คิดว่าสารละลายกรดอ่อนทุกชนิดเป็นบัฟเฟอร์

กรดอ่อนเพียงอย่างเดียวอาจมีค่า pH ได้ แต่บัฟเฟอร์ที่ใช้งานได้จริงต้องมีคู่กรด-เบสคู่สมการ หากไม่มีทั้งสององค์ประกอบ สารละลายจะมีความสามารถในการรองรับกรดหรือเบสที่เติมเข้าไปน้อยกว่ามาก

สมมติว่า pH ของบัฟเฟอร์คงที่เสมอ

บัฟเฟอร์เพียงต้านการเปลี่ยนแปลง ไม่ได้ป้องกันการเปลี่ยนแปลงอย่างสมบูรณ์ ถ้าคุณเติมกรดแก่หรือเบสแก่มากเกินไป บัฟเฟอร์ก็อาจรับไม่ไหว

ใช้สมการ Henderson-Hasselbalch โดยไม่ระบุเงื่อนไข

สมการนี้เป็นการประมาณ ไม่ใช่กฎที่ใช้ได้อัตโนมัติกับทุกสารละลาย มันเชื่อถือได้มากที่สุดในกรณีปกติของบัฟเฟอร์กรดอ่อนหรือเบสอ่อน ไม่ใช่กับสารละลายเข้มข้นมากหรือมีความไม่อุดมคติสูงทุกชนิด

มองข้ามความจุบัฟเฟอร์

บัฟเฟอร์สองชนิดอาจมี pH เท่ากัน แต่ตอบสนองต่างกันเมื่อเติมกรดหรือเบส โดยทั่วไปบัฟเฟอร์ที่มีความเข้มข้นมากกว่าจะมีความจุบัฟเฟอร์สูงกว่า หมายความว่าสามารถทำให้กรดหรือเบสที่เติมเข้าไปเป็นกลางได้มากกว่าก่อนที่ pH จะเปลี่ยนมาก

ลืมว่าการเจือจางเปลี่ยนอะไรบ้าง

ถ้าคุณเจือจางบัฟเฟอร์โดยที่อัตราส่วนกรดต่อเบสแทบไม่เปลี่ยน pH อาจยังใกล้เคียงเดิมได้ แต่ความจุบัฟเฟอร์จะลดลง สารละลายจะถูกทำให้เสียสมดุลง่ายขึ้น

สารละลายบัฟเฟอร์ถูกใช้ที่ไหน

สารละลายบัฟเฟอร์ถูกใช้เมื่อจำเป็นต้องควบคุม pH ให้อยู่ในช่วงที่เหมาะสม ตัวอย่างที่พบบ่อย ได้แก่ ระบบชีวภาพ สูตรตำรับยาและอาหาร เคมีวิเคราะห์ และการไทเทรตในช่วงที่ pH อาจเปลี่ยนอย่างรวดเร็วหากไม่มีบัฟเฟอร์

บัฟเฟอร์ยังสำคัญนอกห้องปฏิบัติการด้วย เคมีของเลือด การทำงานของเอนไซม์ และกระบวนการอุตสาหกรรมจำนวนมาก ล้วนขึ้นอยู่กับการที่ pH อยู่ในช่วงแคบ ๆ ดังนั้นพฤติกรรมของบัฟเฟอร์จึงเป็นส่วนหนึ่งที่ทำให้ระบบเหล่านี้คงเสถียร

ลองทำโจทย์ที่คล้ายกัน

ใช้บัฟเฟอร์กรดอะซิติกเดิม แต่เปลี่ยนจากการเติมกรดแก่เป็นเติมเบสแก่ $0.010 \, \mathrm{mol}$. ติดตามว่าองค์ประกอบใดเป็นตัวทำปฏิกิริยา ปรับอัตราส่วน $[A^-]/[HA]$ ใหม่ และตรวจดูว่า pH เพิ่มขึ้นประมาณเท่ากับที่ลดลงในตัวอย่างข้างต้นหรือไม่ นี่เป็นขั้นต่อไปที่เหมาะมากหากคุณต้องการทดสอบความเข้าใจของตนเอง