Бу́ферные раство́ры (от , 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 H+. В растворе устанавливаются равновесия:
H2O <=> H+ + OH- (автопротолиз воды) 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 основаниеАлексеев В. Н. Количественный анализ / Под ред. П. К. Агасяна. — Изд. 4-е, перераб. — М. : Химия, 1972. — 504 с. : 24 табл., 76 рис. С. 280, входящее в буферную смесь, а добавление сильного основания связывает протоны и смещает второе равновесие в сторону продуктов, при этом в итоге концентрация 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 CH3COOH + CH3COONa:
CH3COOH -> CH3COO^- + H^+;
слабое основание и его соль с сильной кислотой, например, аммиачный буфер NH3.H2O + NH4Cl:
NH3.H2O -> NH4^+ + OH^-;
кислая соль и средняя соль слабой кислоты с сильным основанием, например, карбонатный буфер Na2CO3 + NaHCO3:
HCO3^- -> CO3^{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
Для слабого основания BOH и его соли с сильной кислотой BA:
Например, pH аммиачного буферного раствора NH·H2O + NHCl определяется формулой:
.
pH карбонатного буферного раствора выражается формулой:
.
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
,
где — концентрация введённой сильной кислоты (основания), то есть её количество, отнесённое к объёму буферного раствора.
Область буферирования — интервал pH, в котором буферная система способна поддерживать постоянное значение pH. Обычно он равен pK±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
Примечания
Литература
Ссылки Кислоты и основания Примеры составов буферных растворов
Категория:Буферные растворы