Буферний розчин

Буферними системами називають розчини, які здатні зберігати постійну концентрацію йонів Гідрогену, тобто значення рН середовища, при додаванні до них невеликих кількостей кислоти чи лугу або при розбавлянні їх.

Інколи поняття «буферний розчин» використовують у ширшому розумінні: для розчинів, що мають будь-який сталий параметр (окисно-відновний потенціал, активність іонів кальцію тощо), що майже не змінюється при незначній зміні складу системи, наприклад під час концентрування, розбавлення, додаванні невеликих кількостей сторонніх сполук. Стабільність досягається завдяки тому, що компоненти буферної системи перебувають у стані хімічної рівноваги[5].

Буфери широко використовуються у хімічних, біологічних та медичних лабораторіях для підтримання сталого pH середовища, в якому відбуваються хімічні реакції. Вони також входять до складу великої кількості промислових товарів, таких як деякі медичні препарати (наприклад забуферений аспірин), засоби для догляду за шкірою і волоссям тощо. Буферні розчини необхідні для забезпечення гомеостазу живих організмів, наприклад pH крові людини підтримується на сталому рівні, оптимальному для транспорту кисню (близько 7,4), завдяки кільком буферним системам[2].

Для забезпечення сталого рівня pH буфер повинен містити дві сполуки: одну, яка б перешкоджала зменшенню концентрації іонів (H₃O)⁺ (або спрощено — H⁺), іншу — яка б перешкоджала її збільшенню, при цьому вони не повинні нейтралізувати одна одну.

До буферних систем належать суміші, що містять:

• слабку кислоту (донора протонів) і сіль цієї кислоти, утворену сильною основою, (акцептор протонів) наприклад ацетатний буфер (CH₃COOH + CH₃COONa), гідрогенкарбонатний буфер (H₂CO₃ + NaHCO₃);

• слабку основу і сіль цієї основи, утворену сильною кислотою, наприклад амонійній буфер (NH₄OH + NH₄Cl);

• солі багатоосновних кислот, наприклад фосфатний буфер (Na₂HPO₄ + NaH₂PO₄), карбонатний буфер (Na₂CO₃ + NaHCO₃);

• сильну або слабку кислоту (кислотний компонент) і гліцин або луг (основний компонент).

Нехай буферна система містить приблизно рівні концентрації слабкої кислоти (AH) та спряженої з нею основи (A^-), при додаванні до неї сильної кислоти, що є донором іонів H⁺, останні зв'язуватимуться із основою A^-:

H₃O⁺ + A^- → H₂O + AH.

З іншої сторони, при додаванні невеликої кількості лугу, що постачає іони OH^- у розчин, з ними взаємодіятиме слабка кислота:

OH^- + AH → H₂O + A^-.

Ці дві оборотні реакції і забезпечують буферні властивості розчину: додавання до розчину іонів H⁺ чи OH^- має наслідком зміну співвідношення слабкої кислоти і спряженої основі, і зовсім незначний зсув pH[3][6].

Досить поширеною є хибна думка про те, що буферні розчини здатні підтримувати pH на абсолютно сталому рівні. Насправді це не так, додавання навіть невеликої кількості кислоти чи лугу до такого розчину призводить до зміни водневого показника, проте дуже незначної[7]. Наприклад, якщо додати до 1 л чистої води 0,01 моль хлоридної кислоти, то її pH зміниться від 7,0 до 2,0, тобто на 5 одиниць, з іншого боку, при додаванні такої ж кількості кислоти до 1 л буферного розчину, його pH може змінитись всього на 0,1[3].

Крива титрування оцтової кислоти сильною основою

Здатність будь-якого буферного розчину підтримувати приблизно сталий рівень pH є обмеженою. При додаванні достатньої кількості кислоти чи основи до буферу, його pH врешті почне стрімко падати чи зростати відповідно. Кількість іонів H₃O⁺ або OH^-, яку слід додати до буферного розчину, щоб змінити його водневий показник на одиницю називається буферною ємністю[8].

Буферна ємність залежить від концентрації компонентів розчину та їх співвідношення. Чим більша концентрація слабкої кислоти і спряженої основи, тим більшою буде буферна ємність розчину. Стандартно використовуються молярні концентрації принаймні у 100 раз вищі за константу кислотної дисоціації (K_a) слабкої кислоти[9], і принаймні у 10 разів вищі за концентрацію іонів H₃O⁺ чи OH^-, яку слід нейтралізувати[10].

Найбільш ефективними є буфери, в яких співвідношення компонентів розчину максимально близьке до 1, коли ж воно більше 10:1 або менше 1:10, такі буфери зовсім не придатні до використання. У випадку коли [AH]: [A^-]=1:1 pH буферного розчину рівний pK_a слабкої кислоти, при цьому буферна ємність розчину буде найбільш симетричною, тобто він може однаково ефективно протистояти закисленню і залужненню. Для кожної пари слабка кислота/спряжена основна існує так звана область буферування, тобто діапазон pH, в якому вона може використовуватись для створення ефективного буферного розчину. Область буферування визначається як pK_a слабкої кислоти ±1[8]. Отже для буфера із pH 5 можна використати пару оцтова кислота/ацетат (pK_a=4,76), а для буфера із pH 9 — аміак/амоній (pK_a=9,25)[6].

pH буферного розчину за відомого співвідношення між кількостями слабкої кислоти та спряженої основи можна визначити, використовуючи рівняння Гендерсона-Гассельбаха:

${\displaystyle {\textrm {pH}}={\textrm {pK}}_{a}+\log \left({\frac {[{\textrm {A}}^{-}]}{[{\textrm {HA}}]}}\right)}$,

де pK_a — константа кислотної дисоціації слабкої кислоти, [AH] — її молярна концентрація, [A^-] — молярна концентрація спряженої основи. Із наведеного рівняння можна зробити висновок, що, коли концентрація основи перевищує концентрацію кислоти, то pH буферного розчину вищий за pK_a, коли ж [AH] > [A^-], то навпаки — нижчим[11][12][6][13].

Отже для приготування буфера із бажаним pH можна вибрати слабку кислоту (чи основу) із максимально наближеним значенням pK_a і розрахувати за рівнянням Гендерсона-Гассельбаха співвідношення кислоти і спряженої основи, які потрібно змішати. Можливо також використати й інші шляхи: наприклад, титрувати розчин слабкої кислоти сильним лугом, або її солі сильною кислотою до потрібного pH[14].

Буферні системи існують всередині всіх живих клітин, оскільки більшість із хімічних перетворень, що відбуваються в них залежні від pH. Із цієї ж причини у лабораторіях під час дослідження властивостей білків, особливо ферментів, нуклеїнових кислот та інших біомолекул завжди використовують pH буфери.

pH буфери широко використовуються у багатьох галузях промисловості і в лабораторній практиці. Наприклад, один із перших етапів пивоваріння — подрібнення солоду - повинен відбуватись при pH від 5,0 до 5,2. Із виготовленням пива пов'язане і саме відкриття шкали pH, оскільки її винахідник Сорен Соренсон працював дослідником на броварні[10].

У хімічному аналізі застосовують також інші буферні системи: окисно-відновні буферні розчини для утворення і збереження окисно-відновного потенціалу, наприклад на основі суміші солей Fe(II) і Fe(III); кальцієвий буферний розчин для утворення і збереження активності катіонів кальцію, наприклад на основі суміші еквімолярної кількості дигліколяту натрію та кальцію або натрієвої і кальцієвої солей нітрилацетатної кислоти. В іонометрії широко використовуються буферні розчини для утворення загальної іонної сили розчину (БРЗІС)[5].

Буферний розчин з високою йонною силою, що додається до аналiзованого й каліброваного розчинiв з метою забезпечення в них однакової йонної сили при рiвнiй активностi йонiв Н⁺ в цих розчинах.

• Кислотно-основний баланс

• Мала гірнича енциклопедія : у 3 т. / за ред. В. С. Білецького. — Д. : Донбас, 2004. — Т. 1 : А — К. — 640 с. — ISBN 966-7804-14-3.
• Глосарій термінів з хімії / уклад. Й. Опейда, О. Швайка ; Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім. Л. М. Литвиненка НАН України, Донецький національний університет. — Дон. : Вебер, 2008. — 738 с. — ISBN 978-966-335-206-0.
• Nelson D.L., Cox M.M. (2008). Lehninger Principles of Biochemistry (вид. 5th). W. H. Freeman. ISBN 978-0-7167-7108-1.
• Petrucci R.H., Herring G.F., Madura J.D., Bissonnette C. (2011). General Chemistry: Principles and Modern Applications (вид. 10th). Toronto: Pearson Canada. ISBN 978-0-13-206452-1.
• Bettelheim F.A., Brown W.H., Campbell M.K., Farrell S.O., Torres O.J. (2012). Introduction to General, Organic, and Biochemistry (вид. 10th). Brooks/Cole, Cengage Learning. ISBN 978-1-133-10508-4.
• Ebbing D.D., Gammon S.D. (2009). General Chemistry (вид. 9th). Houghton Mifflin Company. ISBN 978-0-618-93469-0.
• Stoker S.H. (2010). General, Organic, and Biological Chemistry (вид. 5th). Brooks/Cole, Cengage Learning. ISBN 978-0-547-15281-3.

• БУФЕРНІ РОЗЧИНИ Фармацевтична енциклопедія