Русская Википедия:Буферный раствор
Бу́ферные раство́ры (от Шаблон:Lang-en, 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 <chem>H+</chem>. В растворе устанавливаются равновесия:
- <chem>H2O <=> H+ + OH-</chem> (автопротолиз воды)
- <chem>HA <=> H+ + A-</chem> (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 <chem>H+</chem> 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 СНШаблон:SubСООН + CHШаблон:SubCOONa
- <math>\mathsf{CH_3COOH \rightleftarrows CH_3COO^- + H^+}</math>
- слабое основание и его соль с сильной кислотой, например, аммиачный буфер NHШаблон:SubOH + NHШаблон:SubCl
- <math>\mathsf{NH_4OH \rightleftarrows NH_4^+ + OH^-}</math>
- кислая соль и средняя соль слабой кислоты с сильным основанием, например, карбонатный буфер NaШаблон:SubCOШаблон:Sub + NaHCOШаблон:Sub
- <math>\mathsf{HCO_3^- \rightarrow CO_3^{2-} + H^+}</math>
Расчёт pH буферных систем
Значение pH буферных растворов можно рассчитать по уравнению Гендерсона:
- Для слабой кислоты HA и её соли с сильным основанием BA
- <math>\mathsf{pH = pK_{HA} + lg \frac{C_{BA}}{C_{HA}}}</math>
- Для слабого основания BOH и его соли с сильной кислотой BA
- <math>\mathsf{pH = 14-pK_{BOH} + lg \frac{C_{BOH}}{C_{BA}}}</math>
Например, pH аммиачного буферного раствора NHШаблон:SubOH + NHШаблон:SubCl определяется формулой:
- <math>\mathsf{pH = 14 - pK_{NH_4OH} + lg \frac{C_{NH_4OH}}{C_{NH_4Cl}}}</math>
pH карбонатного буферного раствора выражается формулой:
- <math>\mathsf{pH = pK_2 - lg \frac{C_{NaHCO_3}}{C_{Na_2CO_3}}}</math>
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
- <math>\pi = {\operatorname{d}\!x\over\operatorname{d}\!pH}</math>
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 pKШаблон:Sub±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
Примечания
Литература
Ссылки
- ↑ 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
- ↑ Шаблон:Книга
