Механизм действия буферных систем.

Системы первого типа можно рассмотреть на примере ацетатной буферной системы

При добавлении сильной кислоты происходит связывание иона Н⁺ в слабую кислоту

а при добавлении щелочи происходит связывание иона ОН^- в слабый электролит Н₂О

Таким образом, в указанных процессах донором протона является кислота, акцептором – ацетат-ион. И в том, и в другом случаях первоначальное значение рН меняется незначительно, хотя сдвиг в область более низких значений рН – при добавлении кислоты или в область более высоких значений – при добавлении щелочи имеет место, т.к. нарушается первоначальное соотношение и (см. уравнения 1-3).

Механизм буферного действия систем второго типа можно проследить на примере аммонийной буферной системы

При действии кислоты:

при действии щёлочи:

Донор протонов – ион NH₄⁺ (соль NH₄Cl), акцептор протонов – основание NH₃^.H₂O.

Анализируя вышеописанные процессы, делаем вывод: буферное действие систем первого и второго типов осуществляется за счет связывания вводимых ионов Н⁺ и ОН^- в малодиссоциированные соединения в результате реакций этих ионов с соответствующими компонентами буферных систем.

Особый интерес представляет механизм действия белковых буферных систем. Белки в изоэлектрическом состоянии практически не проявляют буферных свойств. Но если к белкам добавить некоторое количество кислоты или щёлочи, они начинают проявлять буферное действие. Часть белка переходит в форму «белок – кислота» или в форму «белок – основание». Эти процессы можно представить схемой:

При действии кислоты реагирует «белок – основание»

При действии щелочи – «белок – кислота»

Акцептор протонов – «белок – основание», донор – «белок – кислота».

Буферная ёмкость.

Способность буферных растворов противостоять изменению рН при добавлении сильных кислот или щелочей определяется понятием буферная ёмкость.

По предложению Ван – Слейка (Van Slyke D. 1883—1971 – американский биохимик) буферная ёмкость измеряется количеством эквивалентов кислоты или щёлочи (моль, ммоль), которое нужно добавить к 1 литру буферного раствора, чтобы изменить рН на единицу:

где n( кисл) и n( щел) – количества эквивалентов кислоты или щёлочи, добавленные к буферному раствору объёмом V(БР), а ∆рН – наблюдаемое при этом изменение рН, т.е. | рН₀ – рН_к |.

Практически буферную ёмкость определяют титрованием точно отмеренного объёма буферного раствора сильной кислотой (HCl) или щелочью (KOH, NaOH) в присутствии кислотно – основных индикаторов.

Величина буферной ёмкости рассчитывается по формулам

Буферная ёмкость определяется двумя факторами:

1. Концентрацией кислотно-основной пары – чем выше концентрация кислотно-основной пары, тем выше буферная ёмкость.

2. Соотношением концентраций компонентов.

На рис. 1 показан график зависимости буферной ёмкости от рН для системы CH₃COOH/CH₃COO^-. Наибольшей буферной ёмкостью обладает раствор с рН=4.76, что соответствует отношению С(CH₃COO^-)/С(CH₃COOH) = 1 : 1. Наблюдаемое явление представляет собой частный случай общей закономерности – наибольшей буферной ёмкостью обладают растворы с соотношением концентраций или количеств компонентов 1 : 1. При отклонении от этого соотношения буферная ёмкость заметно снижается и практически падает до 0, если соотношение С(соль)/С(кисл) или С(соль)/С(осн) станет меньше 0.1 или больше 10.

Таким образом, интервал значений рН, в котором буферная система активно проявляет свои свойства, составляет приблизительно 2 единицы рН, т.е. pH = рК_а ± 1 – зона буферного действия, о чем говорилось ранее.