Буферная ёмкость (в) равна количеству вещества эквивалента сильной кислоты или сильного основания, которое нужно добавить к 1 л буферного раствора, чтобы изменить значение его рН на 1.

Различают буферную ёмкость по кислоте В_а и буферную ёмкость по основанию В_b. Рассчитываются В_а и В_b по следующим формулам:

В_а = и В_b =

где V(HA), V(В) – объёмы добавленных кислоты или щёлочи, л; С_Н(НА), С_Н(В) – молярные концентрации эквивалентов (нормальность) соответственно кислоты и щёлочи; V_(б.р.) – объём исходного буферного раствора, л; рН₁, рН₂ – значения рН буферного раствора до и после добавления кислоты или щёлочи, |рН₁ – рН₂| - разность рН по модулю (∆рН).

Буферная ёмкость по отношению к кислоте (В_а) определяется концентрацией (количеством эквивалентов) компонента с основными свойствами; буферная ёмкость по отношению к основанию (В_b) определяется концентрацией (количеством эквивалентов) компонента с кислотными свойствами в буферном растворе.

Максимальная буферная ёмкость при добавлении сильных кислот и оснований достигается при соотношении компонентов буферного раствора, равном единице, когда рН=рК, при этом В_b=В_а.

Поэтому применение любой буферной смеси ограничено определённой областью рН (областью буферирования), а именно:

рН = рК_а ± 1 для кислотных систем

или

рН = 14 – (рK_b ± 1) для основных систем

Буферная ёмкость зависит не только от отношения концентраций компонентов буферного раствора, но и от общей концентрации буферной смеси.

Буферные растворы играют жизненно важную роль, поддерживая приблизительно постоянное значение рН во многих химических реакциях, которые протекают в биологических и других системах.

Расчёт рН буферного раствора

Обычно рН буферных растворов проводят по упрощённому уравнению Гендерсона-Гассельбаха (уравнение буферной системы) получаемому логарифмированием уравнения концентрационной константы диссоциации:

[H⁺] = К^ʹ_а ; pH = p К^ʹ_а + lg

или pH = p К^ʹ_а + lg ; pH = p К^ʹ_а ─ lg

Следовательно, концентрация ионов водорода в таких растворах зависит от величины константы диссоциации кислоты и от отношения концентраций кислоты и соли. Если при приготовлении буфера брать одинаковые концентрации кислоты и соли, то концентрация ионов водорода в таком растворе будет численно равна константе диссоциации кислоты, так как отношение = 1. Изменяя отношение между концентрациями кислоты и соли, можно получить серию растворов с различной концентрацией ионов водорода, т.е. с различным рН. Увеличение концентрации кислоты сопровождается увеличением концентрации ионов водорода в растворе, тогда как увеличение концентрации соли уменьшает её.

Обычно готовят ряд буферных растворов из одних и тех же компонентов, меняя отношение концентраций кислоты и соли от 10 : 1 до 1 : 10. В таких растворах водородный показатель изменяется от рН=рК-1 до рН=рК+1.

Если концентрация соли точно равна концентрации кислоты, то рН такого буферного раствора равен рК^ʹ_а слабой кислоты:

рН = рК^ʹ_а

так как lg = lg 1 = 0

Если концентрация соли составляет 0,01 моль/л, а кислоты 0,1 моль/л, для ацетатного буфера (рК^ʹ_а уксусной кислоты 4,7) будем иметь

pH = 4,7 + lg = 4,7 + lg10^-1 = 3,7

Приведённое уравнение для расчёта рН буферного раствора полностью пригодно лишь в пределах двух единиц рН, а именно для рК^ʹ_а = ± 1. При более низких или высоких значениях рН в уравнение следует ввести дополнительные члены, соответствующие собственной диссоциации слабой кислоты, а в присутствии значительного избытка соли (для высших значений рН) необходимо также учитывать реакцию анионов с водой с образованием слабодиссоциированной кислоты. (Этого мы рассматривать не будем).