• Contribuție de Ed Vitz, John W. Moore, Justin Shorb, Xavier Prat-Resina, Tim Wendorff și Adam Hahn
  • ChemPRIME la Biblioteca digitală de educație chimică (ChemEd DL)

Până acum ați aflat despre pH în soluții în care fie un singur acid, cum ar fi acidul citric, fie o singură bază, cum ar fi ionul citrat au fost adăugate în apă. Acum, să luăm în considerare soluțiile preparate atât cu un acid, cât și cu o bază. Cel mai simplu caz al unei astfel de soluții apare atunci când acidul și baza sunt conjugate între ele și sunt, de asemenea, prezente în cantități comparabile. Soluțiile de acest tip special sunt numite soluții tampon deoarece este dificil să-și schimbe pH-ul chiar și atunci când se adaugă o cantitate apreciabilă de acid puternic sau bază puternică.

alimente

De ce sunt importante soluțiile tampon în alimente?

Soluțiile tampon în alimente joacă un rol important în menținerea valorilor specifice ale pH-ului pentru o activitate optimă a enzimelor, solubilitatea proteinelor și funcționalitatea. După cum sa discutat în exemplele anterioare, pH-ul poate modifica și culoarea și aroma alimentelor și este un factor critic în conservarea multor alimente procesate. Soluțiile tampon sunt, de asemenea, utilizate ca mediu de reacție în producția de ingrediente alimentare și aditivi. Controlul general al pH-ului este un factor major în menținerea stabilității fizice, chimice și microbiologice a alimentelor.

Alimentele conțin numeroși compuși capabili să formeze sisteme de tamponare. Moleculele cu proprietăți acid-bazice găsite în mod natural în alimente includ aminoacizi, acizi organici, proteine ​​și polizaharide încărcate. Alte sisteme de tamponare sunt adăugate în mod intenționat alimentelor procesate, exemple dintre acestea sunt acizii slabi discutați în pH-ul acizilor slabi din alimente și bazele lor conjugate corespunzătoare.

Cum calculăm pH-ul soluțiilor tampon?

Ca exemplu de soluție tampon, să luăm în considerare soluția obținută atunci când se adaugă 3,00 mol acid acid citric (H3C6H5O7) și 2,00 mol citrat monosodic (NaH2C6H5O7) la suficientă apă pentru a produce o soluție de volum total 1 dm³. Concentrația stoichiometrică a acidului citric, și anume, cA, este apoi 3,00 mol dm –3, în timp ce concentrația stoichiometrică a citratului de sodiu, cb, este de 2,00 mol dm –3. Ca rezultat al amestecării celor două componente, unele din acidul citric, să zicem X mol dm –3, este transformat în ion citrat și ion hidroniu. Acum putem întocmi un tabel pentru a găsi concentrațiile de echilibru în mod obișnuit.

Concentrația inițială

Schimbarea concentrației

Concentrația de echilibru

sau

De cand X este doar 0,1 la sută din 2,00 sau 3,00, aproximarea este valabilă și nu este necesar să se obțină oa doua aproximare prin hrănire X înapoi în ecuație. (1). Astfel putem concluziona că și Acest exemplu demonstrează două caracteristici evidente: 1 Când acidul și baza sa conjugată sunt amestecate, foarte puțin din acid este transformat în bază sau invers. (X este mic comparativ cu 2.00 și 3.00.)

2 Într-un amestec tampon, concentrația de ioni de hidroniu și concentrația de ioni de hidroxid sunt mici în comparație cu concentrațiile de acid și bază conjugată. [H3O +] = 2,7 × 10 –5 mol dm –3; [HO -] = 3,7 × 10 –10 mol dm –3 în comparație cu [H2C6H5O7 -] = 2,00 mol dm –3 și [H3C6H5O7] = 3,00 mol dm –3)

Ecuația Henderson-Hasselbach

Presupunând că caracteristicile de mai sus sunt comune tuturor soluțiilor tampon, facilităm gestionarea acestora din punct de vedere matematic. Să analizăm acum problema generală a găsirii pH-ului unei soluții tampon care este un amestec de un acid slab HA, de concentrație stoichiometrică cA, și baza sa conjugată A -, de concentrație stoichiometrică cb. Putem rearanja expresia pentru Ka a acidului slab (ecuația 2 privind pH-ul soluțiilor de acizi slabi) după cum urmează:

(2) Luând logaritmi negativi ai ambelor părți, obținem (3) Ecuația (3) se numește Ecuația Henderson-Hasselbalch și este adesea folosit de chimiști și biologi pentru a calcula pH-ul unui tampon.

Așa cum am văzut în cazul acidului citric - tampon citrat de sodiu descris anterior, concentrațiile de echilibru ale HA și A - sunt de obicei aproape identice cu concentrațiile stoichiometrice. Acesta este,

și

Putem înlocui aceste valori în ecuații. (2) și (3) pentru a obține aproximările foarte utile (4) și (5)

Exemplu \ (\ PageIndex \) pH-ul tamponului

Calculați pH-ul unui tampon care conține 3,93 g NaH2PO4 și 4,31 g Na2HPO4 la 450 mL de soluție

Soluţie: În primul rând, trebuie să calculăm concentrația atât a acidului (NaH2PO4) cât și a bazei (Na2HPO4) în soluție. Pentru NaH2PO4 avem că numărul de moli este

și concentrația sa și pentru Na2HPO4

Ceea ce înseamnă că concentrațiile de H2PO4 - și HPO4 2– sunt respectiv 7,27 x 10 –2 mol dm –3 și 7,55 x 10 –2 mol dm –3. Folosind aceste valori și un pKa2= 7,21 pentru perechea H2PO4 -/HPO4 2– (calculat din Ka2) în ecuația Henderson Hasselbach, pH-ul tamponului devine

Tampoanele de fosfat ajută la controlul pH-ului fluidelor fiziologice și sunt adesea utilizate în băuturile răcoritoare carbogazoase.

Soluții tampon și producția de ingrediente alimentare

Un alt exemplu de importanță a tampoanelor în alimente este producția de ingrediente alimentare și compuși bioactivi derivați din alimente. În ultimii câțiva ani, au fost publicate numeroase lucrări de cercetare cu privire la modificarea enzimatică a proteinelor alimentare pentru a le îmbunătăți funcționalitatea, proprietățile senzoriale și biodisponibilitatea. Soluțiile tampon sunt utilizate pentru a efectua reacții enzimatice menținând pH-ul pentru o activitate enzimatică optimă pe tot parcursul procesului.

Ca exemplu de modificare enzimatică a proteinelor alimentare avem oligomerizarea proteinelor din lapte. Enzimele utilizate în acest proces includ tranglutaminază, peroxidază, lacază, monoaminoxidază și tirozină. Aceștia acționează prin oxidarea reziduurilor de aminoacizi care conțin aromă și sulf și prin legarea grupelor de proteine ​​oxidate. Sistemele tampon pentru aceste enzime includ borat de sodiu decahidrat, fosfat de potasiu, tris, succinat și fosfat de sodiu. [1]

Oligomerizarea cu lactoperoxidază, lipoxigenază și β-galactozidază a proteinelor din lapte este semnificativ îmbunătățită atunci când este efectuată în soluții tampon în loc de apă demineralizată. Mărimea oligomerizării și, prin urmare, dimensiunea moleculelor rezultate depinde de sistemul tampon. Pe lângă efectul scontat asupra structurii tridimensionale și a activității catalitice a enzimei și substratului, tampoanele au arătat efecte suplimentare asupra oligomerizării proteinelor din lapte, se pare că există o interacțiune complexă între tampon, proteină și enzimă diferența în greutatea moleculară a oligomerilor. [1] În plus, polimerizarea hemoglobinei și a proteinelor din lapte a fost observată în tampoanele de borat și fosfat fără adăugarea enzimei. [2] [3]

Acid boric

Exemplu \ (\ PageIndex \): soluție tampon

Care este pH-ul unei soluții preparate prin amestecarea a 250 mL de acid boric 0,5 M (B (OH) 3) și 750 ml de borat de sodiu 0,8 M (NaB (OH) 4)?

Deoarece atât acidul, cât și baza au fost diluate atunci când soluția a fost preparată, trebuie să le calculăm concentrațiile cu noul volum de 1000 mL = 1 dm 3 .

Folosind relația

Noua concentrație devine Deci, pentru acidul boric avem

În mod similar pentru borat Ka pentru echilibru Din colecția noastră de resurse acido-bazice este Ka= 5,8 x 10 -10 Astfel, folosind ecuația (4) pH-ul soluției este apoi și

Acidul boric tinde să se acumuleze în țesutul adipos, în special în sistemul nervos central. Deoarece riscurile asociate cu acest compus în corpul uman sunt încă necunoscute, acesta nu mai este utilizat în alimente. [4] Cu toate acestea, aditivii alimentari obținuți prin procese enzimatice suferă de obicei mai multe etape de separare sau purificare care ar elimina sau reduce semnificativ cantitatea de tampon rezidual de borat din produsul final.

Cum funcționează tampoanele?

Pentru a înțelege mai bine de ce un amestec de acid și baza sa conjugată este rezistent la o schimbare a pH-ului, să ne întoarcem la primul nostru exemplu: un amestec de acid citric (3 mol dm –3) și citrat de sodiu (2 mol dm - 3). Ce s-ar întâmpla dacă am adăuga acum 0,50 mol hidroxid de sodiu la 1 dm 3 din acest amestec? Ionul hidroxid adăugat va ataca atât acizii prezenți, respectiv ionul hidroniu, cât și acidul citric. Deoarece concentrația de ion de hidroniu este atât de mică, foarte puțin ion de hidroxid va fi consumat prin reacție cu ionul de hidroniu. Cea mai mare parte a acestuia va fi consumată prin reacție cu acidul citric. Mai mult, deoarece ionul hidroxid este o bază atât de puternică, reacția

Concentrația inițială

Schimbarea concentrației

Concentrația de echilibru

Înlocuind concentrațiile de echilibru de bază (ion citrat) și acid conjugat (acid citric) în ecuația Henderson-Hasselbalch, ecuația. (3), avem

Adăugarea de 0,5 mol hidroxid de sodiu la amestecul tampon a ridicat pH-ul său de la 2,5 la doar 2,85.

Acum, care ar fi pH-ul soluției dacă 0,5 mol de hidroxid de sodiu s-ar fi adăugat la un decimetru cub de apă pură în absența acidului citric?

Această cantitate de hidroxid de sodiu ar produce o soluție conținând 0,5 M de ioni hidroxid cu un pOH egal cu

și Acest lucru vă arată că tamponul este extrem de eficient pentru a rezista la o schimbare a pH-ului, deoarece ionul hidroxid adăugat atacă acid slab (în concentrație foarte mare) mai degrabă decât ionul de hidroniu (în concentrație foarte scăzută). Efectul major al adăugării ionului hidroxid este astfel modificarea raportului dintre acid și bază conjugată, adică schimbarea valorii atâta timp cât cantitatea de acid slab este mult mai mare decât cantitatea de bază adăugată, acest raport este nealterat de foarte mult. Deoarece concentrația ionilor de hidroniu este guvernată în mod similar, dacă în locul unei baze puternice, un amestec de tampon ar adăuga un acid puternic, cum ar fi clorhidric, acesta ar reacționa cu citratul în soluție. Deși, pH-ul ar scădea, schimbarea ar fi din nou minoră.

Exemplu \ (\ PageIndex \) pH-ul soluției

Găsiți pH-ul soluției obținute atunci când se amestecă 2,00 mol H2C6H5O7 - și 0,80 mol H3C6H5O7 pentru a da 2,5 dm 3 de soluție. Kb(H2C6H5O7 -) = 7,1 × 10 –12 mol dm –3 .

Soluţie Pentru a utiliza Eq. (4), trebuie mai întâi să avem valoarea de

Având în vedere că volumul final al soluției este de 2,5 dm 3, concentrația acidului și a bazei în soluție este cA = 0,32 mol dm –3 și cb = 0,80 mol dm –3. Prin urmare

și

Referințe

  1. ↑ Hiller, B. și Lorenzen P.-C. 2008 Efectul sistemelor tampon asupra oligomerizării proteinelor din lapte. LWT-Food Science. Tehnologie. 41: 1140-1144.
  2. ↑ Chen, K., Ballas, S.K., Huntgan, R.R. și Kim-Shapiro, D.B. 2004 Agregarea hemoglobinei normale și a secerelor în tampon fosfat cu concentrație ridicată. Biofizi. J. 87: 4113-4121.
  3. ↑ Parker, W.C., și Bearn, A.G. 1963. Heterohenitatea indusă de acidul boric a conalbuminei prin electroforeză cu gel de amidon. Natura, 199, 1184-1186.
  4. ↑ Chimia alimentelor Ed. A III-a. 2004 Belitz și colab.

Colaboratori

Ed Vitz (Universitatea Kutztown), John W. Moore (UW-Madison), Justin Shorb (Hope College), Xavier Prat-Resina (Universitatea din Minnesota Rochester), Tim Wendorff și Adam Hahn.