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
[править | править код]
Буферные системы представляют собой 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)
![{\displaystyle {\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {H} {\vphantom {A}}^{+}{}+{}\mathrm {OH} {\vphantom {A}}^{-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/a343fc8c9ff92ce904ddf5b3f1fdba5c387082f5)
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 системы
[править | править код]В качестве буферных смесей могут быть использованы системы:
- слабая кислота и её соль с сильным основанием, например, ацетатный буфер :
![{\displaystyle {\mathrm {CH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}\mathrm {COOH} {}+{}\mathrm {CH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}\mathrm {COONa} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/b41dde0fcce8ab62b9a8a9032f575ec627fab54e)
- ;
![{\displaystyle {\mathrm {CH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}\mathrm {COOH} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {CH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}\mathrm {COO} {\vphantom {A}}^{-}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}^{+}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/e7ff7c2a601f0bacda7bbdaa6be9bd056d28b31b)
- слабое основание и его соль с сильной кислотой, например, аммиачный буфер :
![{\displaystyle {\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}\,{\cdot }\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}\mathrm {Cl} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/8e8710d540d9c4d843681f6a2383d4b1ed1a569a)
- ;
![{\displaystyle {\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}\,{\cdot }\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{\vphantom {A}}^{+}{}+{}\mathrm {OH} {\vphantom {A}}^{-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/5c06ed47e80fe4350e9586a30f619f7c1e40ada5)
- кислая соль и средняя соль слабой кислоты с сильным основанием, например, карбонатный буфер :
![{\displaystyle {\mathrm {Na} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}\mathrm {NaHCO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/64d1e69d4e0cee6ee50e3ee83cc67129709ff15e)
- .
![{\displaystyle {\mathrm {HCO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{\vphantom {A}}^{-}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{\vphantom {A}}^{2-}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}^{+}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/478a7116de0b902e37722d05f4422cd6889091ad)
Расчёт pH буферных систем
[править | править код]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 NH3·H2O + NH4Cl определяется формулой:
- .
pH карбонатного буферного раствора выражается формулой:
- .
Буферная ёмкость
[править | править код]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 pKa±1.
Биологическая роль
[править | править код]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
[править | править код]Примечания
[править | править код]- ↑ 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.
Литература
[править | править код]- Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И. Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1 (Абл-Дар). — 623 с.