Interested Article - Буферный раствор

Бу́ферные раство́ры (от англ. buffer , от buff — «смягчать удар») — растворы с определённой устойчивой концентрацией водородных ионов , рН которых мало изменится при прибавлении к ним небольших количеств сильного основания или сильной кислоты , а также при разбавлении и концентрировании.

Принцип действия буферных систем

Буферные системы представляют собой смесь кислоты (донора протонов) и сопряженного с ней основания (акцептора протонов), то есть частиц, различающихся на ${\ce {H+}}$ . В растворе устанавливаются равновесия:

{\ce {H2O <=> H+ + OH-}}

( автопротолиз воды)

{\ce {HA <=> H+ + A-}}

(диссоциация кислоты, заряды поставлены условно, из предположения, что кислота является нейтральной молекулой)

Каждое из этих равновесий характеризуется своей константой: первое — ионным произведением воды , второе — константой диссоциации кислоты .

При добавлении в систему сильной кислоты, она протонирует основание , входящее в буферную смесь, а добавление сильного основания связывает протоны и смещает второе равновесие в сторону продуктов, при этом в итоге концентрация ${\ce {H+}}$ в растворе меняется незначительно .

Буферные системы

В качестве буферных смесей могут быть использованы системы:

слабая кислота и её соль с сильным основанием, например, ацетатный буфер СН ₃ СООН + CH ₃ COONa

{\mathsf {CH_{3}COOH\rightleftarrows CH_{3}COO^{-}+H^{+}}}

слабое основание и его соль с сильной кислотой, например, аммиачный буфер NH ₃ ·H ₂ O+ NH ₄ Cl

{\mathsf {NH_{3}*H_{2}O\rightleftarrows NH_{4}^{+}+OH^{-}}}

кислая соль и средняя соль слабой кислоты с сильным основанием, например, карбонатный буфер Na ₂ CO ₃ + NaHCO ₃

{\mathsf {HCO_{3}^{-}\rightarrow CO_{3}^{2-}+H^{+}}}

Расчёт pH буферных систем

Значение pH буферных растворов можно рассчитать по уравнению Гендерсона :

Для слабой кислоты HA и её соли с сильным основанием BA

{\mathsf {pH=pK_{HA}+lg{\frac {C_{HA}}{C_{BA}}}}}

Для слабого основания BOH и его соли с сильной кислотой BA

{\mathsf {pH=14-pK_{BOH}+lg{\frac {C_{BOH}}{C_{BA}}}}}

Например, pH аммиачного буферного раствора NH ₃ ·H ₂ O + NH ₄ Cl определяется формулой:

{\mathsf {pH=14-pK_{NH_{3}*H_{2}O}+lg{\frac {C_{NH_{3}*H_{2}O}}{C_{NH_{4}Cl}}}}}

pH карбонатного буферного раствора выражается формулой:

{\mathsf {pH=pK_{2}-lg{\frac {C_{NaHCO_{3}}}{C_{Na_{2}CO_{3}}}}}}

Буферная ёмкость

Буферные растворы сохраняют своё действие только до определённого количества добавляемой кислоты, основания или степени разбавления, что связано с изменением концентраций его компонентов.

Способность буферного раствора сохранять свой pH определяется его буферной ёмкостью — количеством сильной кислоты или основания, которые следует прибавить к 1 л буферного раствора, чтобы его pH изменился на единицу. Буферная ёмкость тем выше, чем больше концентрация его компонентов.

Буферная ёмкость π определяется по формуле

\pi ={\operatorname {d} \!x \over \operatorname {d} \!pH}

где dx — концентрация введённой сильной кислоты (основания), т. е. её количество , отнесённое к объёму буферного раствора.

Область буферирования — интервал pH, в котором буферная система способна поддерживать постоянное значение pH. Обычно он равен pK _a ±1.

Биологическая роль

Буферные растворы имеют большое значение для протекания реакций в живых организмах. Например, в крови постоянство водородного показателя рН (химический гомеостаз) поддерживается тремя независимыми буферными системами: бикарбонатной , фосфатной и белковой. Известно большое число буферных растворов (ацетатно-аммиачный буферный раствор, фосфатный буферный раствор, раствор, формиатный буферный раствор и др.).

Примеры буферных растворов

Примечания

Алексеев, В.Н. Количественный анализ / Под ред. П.К. Агасяна. - Изд. 4-е, перераб. - М. : Химия, 1972. - 504 с. : 24 табл., 76 рис. С.280
Ленинджер А. Основы биохимии. — Мир, 1985. — Т. 1. — С. 93-96. — 367 с.