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 ${\displaystyle {\ce {H+}}}$. В растворе устанавливаются равновесия:

${\displaystyle {\ce {H2O <=> H+ + OH-}}}$ (автопротолиз воды)

${\displaystyle {\ce {HA <=> H+ + A-}}}$ (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^[1], входящее в буферную смесь, а добавление сильного основания связывает протоны и смещает второе равновесие в сторону продуктов, при этом в итоге концентрация ${\displaystyle {\ce {H+}}}$ в растворе меняется незначительно^[2].

Буферные системы

В качестве буферных смесей могут быть использованы системы:

• слабая кислота и её соль с сильным основанием, например, ацетатный буфер СН₃СООН + CH₃COONa

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

• слабое основание и его соль с сильной кислотой, например, аммиачный буфер NH₃·H₂O+ NH₄Cl

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

• кислая соль и средняя соль слабой кислоты с сильным основанием, например, карбонатный буфер Na₂CO₃ + NaHCO₃

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

Расчёт pH буферных систем

Значение pH буферных растворов можно рассчитать по уравнению Гендерсона:

• Для слабой кислоты HA и её соли с сильным основанием BA

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

• Для слабого основания BOH и его соли с сильной кислотой BA

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

Например, pH аммиачного буферного раствора NH₃·H₂O + NH₄Cl определяется формулой:

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

pH карбонатного буферного раствора выражается формулой:

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

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

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

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, боратный буферный раствор, формиатный буферный раствор и др.).

Примеры буферных растворов

• Калий-фосфатный буфер
• Натрий-фосфатный буфер
• Натрий-ацетатный буфер
• Буферные системы крови