Bufor pH — równanie Hendersona–Hasselbalcha

Co się właśnie stało?

Dodałeś mocny kwas, ale pH ledwie drgnęło. Bufor to mieszanina słabego kwasu $HA$ i jego zasady sprzężonej $A^-$ — para, która pochłania zarówno dodane $H^+$, jak i $OH^-$.

Równanie Hendersona–Hasselbalcha:

pH zależy nie od bezwzględnych stężeń, lecz od ich stosunku. Gdy $[A^-] = [HA]$, mamy $\log 1 = 0$, więc $pH = pK_a$ — to serce zakresu buforowania.

Mechanizm buforowania

Dodany mocny kwas: $A^- + H^+ \rightarrow HA$ — jony $H^+$ zostają „schowane" w cząsteczkach HA. Dodana mocna zasada: $HA + OH^- \rightarrow A^- + H_2O$. Zmienia się tylko stosunek, i to nieznacznie, więc pH prawie stoi w miejscu.

Pojemność i zakres działania

Im więcej HA i A⁻, tym większa pojemność buforowa — tym więcej kwasu/zasady bufor „zniesie". Bufor działa skutecznie w zakresie $pK_a \pm 1$; poza nim jednego ze składników jest za mało i pH zaczyna skakać jak w czystej wodzie.

Po co Ci to na maturze:

Zadania o buforach niemal zawsze sprowadzają się do wstawienia stężeń (albo moli) do wzoru Hendersona–Hasselbalcha. Chwyt: policz stosunek $[A^-]/[HA]$, dodaj/odejmij dodane mole po odpowiedniej stronie i porównaj wynik z czystą wodą, żeby pokazać, że pH ledwie drgnęło.

Zapamiętaj: bufor trzyma pH blisko $pK_a$, bo para HA/A⁻ pochłania dodany H⁺ i OH⁻ — pH = pK_a + log([A⁻]/[HA]), a przy stosunku 1 pH = pK_a.