7.8 Понятие о буферных растворах

Растворы, pH которых остаётся практически постоянным при их разбавлении, а также при добавлении небольших количеств кислот и щелочей, называются буферными растворами.

Буферные растворы широко распространены в природе. Например, кровь представляет собой сложную систему с буферными свойствами, pH которой удерживается на уровне 7,4. Химические свойства морской воды в очень большой степени определяются величиной её pH, которая вблизи поверхности находится на уровне 8,1 – 8,3. Добавление небольших количеств кислот или оснований к морской воде не приводит к значительным изменениям pH.

При проведении многих химических исследований важно создать среду с определённым значением pH, существенно не меняющимся в процессе опыта. Чтобы раствор обладал буферным действием, необходимо наличие в нём частиц, способных связывать ионы H⁺ и OH^–, добавляемые в раствор. Это требование выполняется, если раствор представляет собой смесь слабой кислоты и её соли (например, CH₃COOH и CH₃COONa) или слабого основания и его соли (например, NH₄OH и NH₄Cl).

Буферный раствор, содержащий 0,1 моль/л CH₃COOH и 0,1 моль/л CH₃COONa имеет pH = 4,74. При добавлении 1 г KOH к 1 литру этого раствора pH изменится незначительно и станет равным 4,90. При добавлении такого же количества щёлочи к 1 литру чистой воды (pH = 7,00) pH резко увеличится и станет равным 12,25.

Сущность буферного действия поясняет следующий пример. Диссоциация уксусной кислоты в растворе протекает по следующей схеме:

CH₃COOH ⇆ CH₃COO^– + H⁺ .

Участвующий в этом равновесии ион CH₃COO^– поставляется не только кислотой, но и солью: CH₃COONa  CH₃COO^– + Na⁺ .

Если к буферному раствору добавить небольшое количество сильной кислоты, равновесие сместится влево в результате связывания ацетат-ионами добавляемых ионов H⁺. Таким образом, буферный раствор сдерживает изменение pH вследствие добавления кислоты. И наоборот, если к раствору добавить небольшое количество основания, оно реагирует с ионами H⁺, что вызывает смещение равновесия диссоциации уксусной кислоты вправо, и в растворе появляется дополнительное количество ионов водорода. Так буферный раствор сдерживает изменение pH вследствие добавления основания.

Далее приводится вывод формулы для расчёта концентрации ионов водорода в буферном растворе, содержащем слабую кислоту и её соль.

Пусть имеется раствор, содержащий слабую кислоту HA, концентрация которой равна C_{кислоты}, и соль этой кислоты MeA, концентрация которой равна C_соли . Пусть кислоты продиссоциировало x моль/л. Тогда концентрация ионов водорода в растворе будет равна х моль/л, концентрация анионов, образовавшихся в результате диссоциации кислоты x моль/л, а концентрация непродиссоциировавшей кислоты (C _{кислоты} - x) моль/л.

Cкислоты-x

x

x

HA ⇆ H⁺ + A^–

В результате полной диссоциации соли в растворе будет присутствовать дополнительное количество анионов A^–; их концентрация равна C_соли.

Ссоли

Ссоли

Ссоли

MeA → Me⁺ + A^–

Таким образом. общая концентрация анионов A^– в растворе, равна (C_соли + x) моль/л.

Из выражения константы диссоциации кислоты HA следует:

Учитывая, что кислота диссоциирует слабо (а в данном случае диссоциация кислоты дополнительно подавляется присутствием в растворе соли), то «иксом» как слагаемым в правой части полученного равенства можно пренебречь (поскольку C_соли >> x и C_{кислоты} >> x) и упростить полученное уравнение.

Учитывая, что x = С(H⁺) получаем выражение для приближённого расчёта концентрации ионов водорода.

(7.19)

Можно также показать, что в растворе, содержащем слабое основание и его соль, концентрация гидроксид-ионов рассчитывается по аналогичной формуле.

(7.20)

Как видно из формул 7.19 и 7.20 при разбавлении растворов, содержащих слабую кислоту и её соль или слабое основание и его соль, концентрация ионов H⁺ или OH^– не изменяется, поскольку разбавление уменьшает и концентрацию слабого электролита и концентрацию соли в одно и тоже число раз.