Como funciona um buffer?
Um buffer é capaz de resistir a mudança de pH, porque os dois componentes (conjugado e ácido conjugado da base de dados) estão presentes em grandes quantidades em equilíbrio e são capazes de neutralizar pequenas quantidades de outros ácidos e bases (na forma de H3O+ e OH-) quando o são adicionados à solução. Para esclarecer este efeito, podemos considerar o exemplo simples de um tampão de ácido fluorídrico (HF) e fluoreto de sódio (NaF)., Ácido fluorídrico é um ácido fraco devido à forte atração entre o relativamente pequeno íon F e os prótons solvados (H3O+), que não lhe permite dissociar completamente na água. Portanto, se queremos obter IC em solução aquosa, podemos estabelecer o seguinte equilíbrio apenas com ligeiras de dissociação (Ka(HF) = 6.6×10-4, fortemente favorece reagentes):
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podemos adicionar e dissolver o fluoreto de sódio na solução e misturar os dois até atingir o volume desejado e pH em que queremos para o buffer., Quando o fluoreto de sódio se dissolve em água, a reação termina, assim obtemos:
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Uma vez que Na+ é o conjugado de uma base forte, não terá efeito no pH ou reactividade do tampão. A adição de \(NaF\) à solução irá, No entanto, aumentar a concentração de F – na solução tampão, e, consequentemente, pelo princípio de Le Chatelier, levar a um pouco menos dissociação do HF no equilíbrio anterior, também. A presença de quantidades significativas de ambos o ácido conjugado, \(HF\), e a base conjugada, F -, permite que a solução funcione como um buffer., Esta acção tampão pode ser vista na curva de titulação de uma solução-tampão.
Como podemos ver, sobre a gama de trabalho do buffer. o pH muda muito pouco com a adição de ácido ou base. Uma vez que a capacidade de buffering é excedida a taxa de mudança de pH rapidamente salta. Isto ocorre porque o ácido conjugado ou base foi depauperado através da neutralização. Este princípio implica que uma maior quantidade de ácido conjugado ou base terá uma maior capacidade tampão.,
Se for adicionado ácido:
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nesta reacção, a base conjugada, F-, irá neutralizar o ácido adicionado, H3O+, e esta reacção vai para conclusão, porque a reacção de F-com H3O+ tem uma constante de equilíbrio muito maior do que uma. (Na verdade, a constante de equilíbrio a reação como escrita é apenas o inverso do Ka para HF: 1 / Ka(HF) = 1/(6.6×10-4) = 1.5×10+3.,), Desde que não é mais F – de H3O+, quase todos os H3O+ será consumida e o equilíbrio se deslocará para a direita, um ligeiro aumento da concentração de HF e ligeiramente diminuindo a concentração de F-, mas resultando em quase qualquer alteração na quantidade de H3O+ presentes, uma vez que o equilíbrio é restabelecido.,
Se a base for adicionada:
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nesta reacção, o ácido conjugado, HF, irá neutralizar as quantidades adicionadas de base, OH-, e o equilíbrio irá novamente deslocar – se para a direita, aumentando ligeiramente a concentração de F-na solução e diminuindo ligeiramente a quantidade de HF. Mais uma vez, uma vez que a maior parte do OH – é neutralizado, pouca mudança de pH ocorrerá.
estas duas reacções podem continuar a alternar para a frente e para trás com pouca mudança de pH.