Открыть главное меню

Буферные растворы (англ. buffer, от buff — смягчать удар) — растворы с определённой устойчивой концентрацией водородных ионов. рН буферных растворов мало изменяется при прибавлении к ним небольших количеств сильного основания или сильной кислоты, а также при разбавлении и концентрировании.

Принцип действия буферных системПравить

Буферные системы представляют из себя смесь кислоты (донора протонов) и сопряженного с ней основания (акцептора протонов), то есть частиц, различающихся на  . В растворе устанавливаются равновесия:

  (автопротолиз воды)
  (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   в растворе меняется незначительно[2].

Буферные системыПравить

В качестве буферных смесей могут быть использованы системы:

  • слабая кислота и её соль с сильным основанием, например, ацетатный буфер СН3СООН + CH3COONa
 
  • слабое основание и его соль с сильной кислотой, например, аммиачный буфер NH4OH + NH4Cl
 
  • кислая соль и средняя соль слабой кислоты с сильным основанием, например, карбонатный буфер Na2CO3 + NaHCO3
 

Значение pH буферных растворов можно рассчитать по формулам:

  • Для слабой кислоты HA и её соли с сильным основанием BA
 
  • Для слабого основания BOH и его соли с сильной кислотой BA
 

Например, pH аммиачного буферного раствора NH4OH + NH4Cl определяется формулой:

 

pH карбонатного буферного раствора выражается формулой:

 

Буферная ёмкостьПравить

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 её 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

 

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 pKa±1.

Биологическая рольПравить

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 растворовПравить

ПримечанияПравить

  1. 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
  2. Ленинджер А. Основы биохимии. — Мир, 1985. — Т. 1. — С. 93-96. — 367 с.

ЛитератураПравить

  • Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1 (Абл-Дар). — 623 с.

СсылкиПравить