КОС

2. Буферные растворы

 Буферная система представляет собой сочетание слабой кислоты и соли, образованной этой кислотой и сильным основанием. При включении буферных систем происходит замена сильной кислоты (или основания) на слабую, количество свободных ионов [Н+] уменьшается. Например: 

НСl + NаНСО₃ = Н₂СО₃ + NаСl

В плазме крови наиболее значимы бикарбонатная и белковая буферные системы, слабые буферные кислоты которых находятся в равновесии в основном с натриевыми солями этих кислот. В клеточном секторе преимущественное значение имеют фосфатная и белковая (в эритроцитах - гемоглобиновая) буферные системы, при этом буферные основания представлены в основном калийными солями фосфорной кислоты и белков.

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 NH₄OH + NH₄Cl

${\displaystyle {\mathsf {NH_{4}OH\rightleftarrows NH_{4}^{+}+OH^{-}}}}$

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

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

pH определяется уравнением Гендерсона—Гассельбальха:

рН = рК + основания/кислоты

Значение pH буферных растворов можно рассчитать по формулам:

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

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

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

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

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

${\displaystyle {\mathsf {pH=14-pK_{NH_{4}OH}+lg{\frac {C_{NH_{4}OH}}{C_{NH_{4}Cl}}}}}}$

pH карбонатного буферного раствора выражается формулой:

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

для крови 

pH крови = 6,1 + lg [HCO3–]/(pCO2 х 0,03)

Где:

6,1 – рК углекислоты при 38оС и рН 7,4.

0,03 – т.н. константа растворимости CO2  

pCO2 х 0,03= Н2СО3

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 её буферной ёмкостью — в г-экв. 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

${\displaystyle {\mathsf {\pi ={\frac {dx}{dpH}}}}}$

где dx — концентрация введённой сильной кислоты (основания)

Область буферирования — интервал pH, в котором буферная система способна поддерживать постоянное значение pH. Обычно он равен pK_a±1.