বাফার: একটি দুর্বল অ্যাসিড ও তার অনুবন্ধী ক্ষারক কীভাবে pH স্থির রাখে

দুটি সঙ্গী, যাদের প্রত্যেকে একটি করে হুমকি প্রশমিত করে

অ্যাসিটিক অ্যাসিড, CH₃COOH, ও সোডিয়াম অ্যাসিটেটের একটি মিশ্রণ নিন, যা CH₃COO⁻ জোগায়। তীব্র অ্যাসিড যোগ করলে অ্যাসিটেট আয়ন বাড়তি প্রোটন গ্রহণ করে: CH₃COO⁻ + H₃O⁺ → CH₃COOH + H₂O। তীব্র ক্ষার যোগ করলে অ্যাসিটিক অ্যাসিড তা প্রশমিত করে: CH₃COOH + OH⁻ → CH₃COO⁻ + H₂O।

দুটি বিক্রিয়াই কার্যত সম্পূর্ণ হয়, তাই যোগ করা তীব্র অ্যাসিড বা ক্ষার দুর্বল সঙ্গীটির আরও বেশি পরিমাণে রূপান্তরিত হয়। pH তবুও সরে, কারণ অ্যাসিড ও ক্ষারের অনুপাত বদলায়, তবে সামান্যই। কেবল একটি দুর্বল অ্যাসিডের দ্রবণ এটি করতে পারে না, কারণ যোগ করা অ্যাসিড শোষণ করার মতো অনুবন্ধী ক্ষারক এতে প্রায় নেই।

প্রচলিত বাফার জোড়ের মধ্যে আছে অ্যাসিটিক অ্যাসিড ও অ্যাসিটেট, অ্যামোনিয়াম ও অ্যামোনিয়া, ডাইহাইড্রোজেন ফসফেট ও হাইড্রোজেন ফসফেট, এবং কার্বনিক অ্যাসিড ও হাইড্রোজেন কার্বনেট। শেষ জোড়টি মানুষের রক্তকে pH 7.4-এর কাছে রাখতে সাহায্য করে, যেমনটা OpenStax অনুচ্ছেদ 14.6 বর্ণনা করে।

Ka-এর রাশিমালা থেকে হেন্ডারসন–হ্যাসেলবাখ প্রতিপাদন

Ka = [H₃O⁺][A⁻]/[HA] থেকে শুরু করে হাইড্রোনিয়ামের জন্য সমাধান করুন: [H₃O⁺] = Ka × [HA]/[A⁻]। দুই পাশের −log নিলে পাওয়া যায় pH = pKa + log([A⁻]/[HA])। এটিই হেন্ডারসন–হ্যাসেলবাখ সমীকরণ।

বাফারে HA ও A⁻ দুটিই উল্লেখযোগ্য পরিমাণে থাকে, এবং প্রত্যেকে পানির সঙ্গে অন্যটির বিক্রিয়াকে দমিয়ে রাখে। তাই এদের সাম্য ঘনমাত্রা আপনার মেশানো পরিমাণের প্রায় সমান। এ কারণেই ICE সারণি ছাড়াই প্রস্তুত করা ঘনমাত্রাগুলো সরাসরি সমীকরণে বসানো যায়।

দুটি সঙ্গীই একই আয়তনে থাকে বলে ঘনমাত্রার অনুপাত মোলের অনুপাতের সমান। আপনি সরাসরি মোল ব্যবহার করতে পারেন, যা অ্যাসিড বা ক্ষার যোগ করার পর একটি ধাপ বাঁচায়।

• [A⁻] = [HA] হলে লগ পদটি শূন্য এবং pH = pKa।
• ক্ষারক-অ্যাসিড অনুপাতের প্রতিটি দশ গুণ বৃদ্ধি pH-কে এক একক বাড়ায়।
• অ্যাসিডের চেয়ে বেশি অনুবন্ধী ক্ষারক pKa-এর ওপরে pH দেয়; বেশি অ্যাসিড তার নিচে pH দেয়।

সমাধান করা উদাহরণ: একটি অ্যাসিটেট বাফারের pH

একটি বাফারে 0.300 M CH₃COOH ও 0.250 M CH₃COONa আছে। পরিশিষ্ট H দেয় Ka = 1.8 × 10⁻⁵, তাই pKa = 4.745। তাহলে pH = 4.745 + log(0.250/0.300) = 4.745 − 0.079 = 4.67।

রাউন্ড না করা pKa শেষ পর্যন্ত বহন করুন। আগেই 4.74-এ রাউন্ড করলে 4.66 আসে। পার্থক্যটি দুই সার্থক অঙ্কের Ka-এর অনিশ্চয়তার মধ্যে, কিন্তু শেষে একবার রাউন্ড করলে আপনার উত্তর উত্তরমালার সঙ্গে সামঞ্জস্যপূর্ণ থাকে। প্রত্যাশামতোই pH, pKa-এর সামান্য নিচে, কারণ ক্ষারকের চেয়ে অ্যাসিড একটু বেশি।

সমাধান করা উদাহরণ: তীব্র অ্যাসিড, তারপর তীব্র ক্ষার যোগ

ওপরের বাফারের 1.00 L-এ 0.0200 mol HCl যোগ করুন। প্রথমে স্টয়কিওমেট্রির ধাপ হিসেবে প্রশমন করুন: H₃O⁺ 0.0200 mol অ্যাসিটেটকে অ্যাসিটিক অ্যাসিডে রূপান্তর করে। অ্যাসিটিক অ্যাসিড 0.300 থেকে 0.320 mol-এ বাড়ে এবং অ্যাসিটেট 0.250 থেকে 0.230 mol-এ কমে। তাহলে pH = 4.745 + log(0.230/0.320) = 4.60। pH 4.67 থেকে 4.60-এ নেমেছে, এক এককের দশ ভাগের এক ভাগেরও কম।

একই 0.0200 mol HCl 1.00 L বিশুদ্ধ পানিতে যোগ করলে [H₃O⁺] = 0.0200 M এবং pH 1.70 হতো, যা নিরপেক্ষ থেকে পাঁচ এককেরও বেশি পতন।

এবার মূল বাফারের নতুন 1.00 L-এ 0.0500 mol NaOH যোগ করুন। হাইড্রক্সাইড 0.0500 mol অ্যাসিটিক অ্যাসিডকে অ্যাসিটেটে রূপান্তর করে, ফলে থাকে 0.250 mol অ্যাসিড ও 0.300 mol ক্ষারক। pH = 4.745 + log(0.300/0.250) = 4.82, 4.67 থেকে 0.2-এর কম বৃদ্ধি। বিশুদ্ধ পানিতে একই NaOH pH 12.70 দিত।

একই যুক্তিতে আংশিক প্রশমন করে বাফার তৈরি করা যায়। 0.0400 mol অ্যাসিটিক অ্যাসিডের সঙ্গে 0.0150 mol NaOH মেশালে থাকে 0.0250 mol অ্যাসিড ও 0.0150 mol অ্যাসিটেট, তাই pH = 4.745 + log(0.0150/0.0250) = 4.52, চূড়ান্ত আয়তন যা-ই হোক।

লক্ষ্য pH-এর জন্য বাফার নকশা

প্রথমে এমন একটি অনুবন্ধী জোড় বাছুন যার pKa আপনার কাঙ্ক্ষিত pH-এর এক এককের মধ্যে। তারপর অনুপাত বের করতে হেন্ডারসন–হ্যাসেলবাখ উল্টো দিক থেকে ব্যবহার করুন, এবং অনুপাতকে পরিমাণে রূপান্তর করতে স্টয়কিওমেট্রি ব্যবহার করুন।

সমাধান করা উদাহরণ। 0.200 M অ্যামোনিয়ার 500.0 mL-এ কঠিন অ্যামোনিয়াম ক্লোরাইড যোগ করে pH 9.50-এর একটি বাফার প্রস্তুত করুন। অ্যাসিড সঙ্গীটি NH₄⁺। পরিশিষ্ট I থেকে Kb(NH₃) = 1.8 × 10⁻⁵, তাই pKb = 4.745 এবং pKa(NH₄⁺) = 14.00 − 4.745 = 9.255। প্রয়োজনীয় অনুপাত [NH₃]/[NH₄⁺] = 10-এর ঘাত (9.50 − 9.255) = 1.76।

ফ্লাস্কে আছে 0.5000 L × 0.200 mol/L = 0.100 mol NH₃, তাই এতে 0.100 / 1.76 = 0.0569 mol NH₄⁺ লাগে। M(NH₄Cl) = 53.49 g/mol নিয়ে তা প্রায় 3.0 g অ্যামোনিয়াম ক্লোরাইড, দুটি সার্থক অঙ্কে লেখা কারণ Kb-তে দুটি আছে। বাস্তবে এরপর আপনি একটি ক্রমাঙ্কিত মিটার দিয়ে pH যাচাই করে সমন্বয় করবেন।

বাফার ক্ষমতা ও কার্যকর pH পরিসর

বাফার পরিসর হলো সেই pH ব্যাপ্তি যেখানে একটি বাফার ভালোভাবে কাজ করে। 10:1 বা 1:10 অনুপাত pH = pKa ± 1-এর সমতুল্য, এবং সেই ব্যাপ্তির বাইরে একটি সঙ্গী এত কম থাকে যে আর বেশি অ্যাসিড বা ক্ষার শোষণ করতে পারে না। অ্যাসিটেট বাফার প্রায় pH 3.7 থেকে 5.7 পর্যন্ত, এবং অ্যামোনিয়া বাফার প্রায় 8.3 থেকে 10.3 পর্যন্ত কার্যকর।

বাফার ক্ষমতা হলো pH ব্যাপকভাবে বদলানোর আগে একটি বাফার কতটা অ্যাসিড বা ক্ষার শোষণ করতে পারে। এটি নির্ভর করে প্রতিটি সঙ্গী কতটা উপস্থিত তার ওপর, কেবল তাদের অনুপাতের ওপর নয়। দুটি অ্যাসিটেট বাফার তুলনা করুন, প্রতিটি 1.00 L, সমান অ্যাসিড ও ক্ষারকসহ। দুটিই শুরু হয় pH = pKa = 4.74-এ। প্রতিটির 0.100 M থাকলে 0.00500 mol HCl যোগ করলে pH 0.04 কমে 4.70 হয়। প্রতিটির 0.0100 M থাকলে একই সংযোজন একে প্রায় আধা একক কমিয়ে 4.27 করে। অনুপাত একই ছিল, কিন্তু লঘু বাফারটির ক্ষমতা ছিল দশ ভাগের এক ভাগ।

যোগ করা অ্যাসিড বা ক্ষার একটি সঙ্গীকে পুরোপুরি ব্যবহার করে ফেললে বাফারটি নিঃশেষ হয়। এরপর pH নির্ধারিত হয় অতিরিক্ত তীব্র অ্যাসিড বা ক্ষার দিয়ে, এবং তা তীব্রভাবে বদলায়।

যে ভুলগুলো বাফারের উত্তর ভুল করে দেয়

বাফারের সমস্যায় দুই ধরনের যুক্তি মেশে: প্রশমনের জন্য স্টয়কিওমেট্রি এবং pH-এর জন্য সাম্য। এগুলো এই ক্রমেই রাখুন।

• অনুপাত উল্টো লেখা। এটি ক্ষারক বাই অ্যাসিড: log([A⁻]/[HA])।
• প্রশমনের ধাপের আগেই যোগ করা HCl বা NaOH হেন্ডারসন–হ্যাসেলবাখ সমীকরণে বসানো।
• অ্যামোনিয়া বাফারের জন্য pKa-এর জায়গায় pKb ব্যবহার করা। 25 °C-এ pKa + pKb = 14.00 দিয়ে রূপান্তর করুন।
• দুটি সঙ্গী ভিন্ন আয়তনে থাকলে একটির জন্য মোল আর অন্যটির জন্য ঘনমাত্রা মিশিয়ে ফেলা।
• যোগ করা অ্যাসিড বা ক্ষার একটি সঙ্গীর পরিমাণ ছাড়িয়ে যাওয়ার পরও বাফার কাজ করছে বলে ধরে নেওয়া।
• কেবল একটি দুর্বল অ্যাসিডকে, বা তীব্র অ্যাসিডসহ একটি দুর্বল অ্যাসিডকে বাফার হিসেবে ধরা।