Большая советская энциклопедия - буферные системы

Буферные системы, буферные растворы, буферные смеси, системы, поддерживающие определенную концентрацию ионов водорода Н+, то есть определенную кислотность среды. Кислотность буферных растворов почти не изменяется при их разбавлении или при добавлении к ним некоторых количеств кислот или оснований. Примером Б. с. служит смесь растворов уксусной кислоты CH3COOH и ее натриевой соли CH3COONa. Эта соль как сильный электролит диссоциирует практически нацело, т. е. дает много ионов CH3COO-. При добавлении к Б. с. сильной кислоты, дающей много ионов Н+, эти ионы связываются ионами CH3COO- и образуют слабую (то есть мало диссоциирующую) уксусную кислоту: Наоборот, при подщелачивании Б. с., то есть при добавлении сильного основания (например, NaOH), ионы OH- связываются Н+-ионами, имеющимися в Б. с. благодаря диссоциации уксусной кислоты; при этом образуется очень слабый электролит — вода: По мере расходования Н+-ионов на связывание ионов OH- диссоциируют все новые и новые молекулы CH3COOH, так что равновесие (1) смещается влево. В результате, как в случае добавления Н+-ионов, так и в случае добавления ОН--ионов, эти ионы связываются и потому кислотность раствора практически не меняется. Кислотность растворов принято выражать так называемым водородным показателем pH (для нейтральных растворов pH=7, для кислых — pH меньше, а для щелочных — больше 7). Приливание к 1 л чистой воды 100 мл 0,01 молярного раствора HCl (0,01 М) изменяет pH от 7 до 3. Приливание того же раствора к 1 л Б. с. CH3COOH + CH3COONa (0,1 М) изменит pH от 4,7 до 4,65, то есть всего на 0,05. В присутствии 100 мл 0,01 М раствора NaOH в чистой воде pH изменится от 7 до 11, а в указанной Б. с. лишь от 4,7 до 4,8. Кроме рассмотренного, имеются многочисленные другие Б. с. (примеры см. в табл.). Кислотность (и, следовательно, pH) Б. с. зависит от природы компонентов, их концентрации, а для некоторых Б. с. и от температуры. Для каждой Б. с. pH остается примерно постоянным лишь до определенного предела, зависящего от концентрации компонентов. Примеры буферных систем Компоненты (концентрации по 0,1 г мол/л)pH (при 15—250C) Уксусная кислота + ацетат натрия, CH3COOH + CH3COONa4,7 Лимоннокислый натрий (двузамещеный), C6H6O7Na25,0 Борная кислота + бура, Н3ВО3 + Na2B4O7 10H2O8,5 Борная кислота + едкий натр, Н3ВО3 + NaOH.9,2 Фосфат натрия (двузамещеный)+ + едкий натр, Na2HPO4 + NaOH11,5 Б. с. широко используются в аналитической практике и в химическом производстве, так как многие химические реакции идут в нужном направлении и с достаточной скоростью лишь в узких пределах pH. Б. с. имеют важнейшее значение для жизнедеятельности организмов; они определяют постоянство кислотности различных биологических жидкостей (крови, лимфы, межклеточных жидкостей). Основные Б. с. организма животных и человека: бикарбонатная (угольная кислота и ее соли), фосфатная (фосфорная кислота и ее соли), белки (их буферные свойства определяются наличием основных и кислотных групп). Белки крови (прежде всего гемоглобин, обусловливающий около 75% буферной способности крови) обеспечивают относительную устойчивость pH крови. У человека pH крови равен 7,35—7,47 и сохраняется в этих пределах даже при значительных изменениях питания и др. условий. Чтобы сдвинуть pH крови в щелочную сторону, необходимо добавить к ней в 40—70 раз больше щелочи, чем к равному объему чистой воды. Естественные Б. с. в почве играют большую роль в сохранении плодородия полей. В. Л. Василевский.