緩衝液-buffer solution- 緩衝液とは緩衝液（buffer solution）は、少量の酸や塩基を加えたり、多少濃度が変化したりしてもpHが変化しないようにした溶液のこと。微生物の培養や化学物質の保存・分離などに用いられる。生物や化学物質にはpHに敏感なものが多い何故緩衝液でなくてはならないか生物や化学物質にはpHに敏感なものが多い取り扱い時にその制御が必要例えば純水を使った場合、・外的な要因（大気中のCO2など）・内的な要因（微生物自身の代謝産物など）これらの要因によって、pHが容易に変動してしまうため、保存や反応の際には不適となる。よってpHを（ある程度）一定に保てる緩衝能を必要とする。緩衝液の作り方弱酸または弱塩基＋その塩で、緩衝能を持つpHに合わせる。例：酢酸＋酢酸ナトリウム弱酸＋強塩基または弱塩基＋強酸で調整する方法もある。例：トリス緩衝液（トリス水溶液（弱塩基）を塩酸で調整）ポイントは、弱酸または弱塩基を使うことである。弱酸・弱塩基を使う理由弱酸、弱塩基は電離度が低いので一部の分子しか電離していない。例：酢酸 CH 3COOH  CH 3COO  H  電離しているものが少ないためほとんどはCH3COOHの形態で溶液中に存在している。これらの酸は平衡を保っているので、平衡定数Kが存在する。酸の平衡定数を酸解離定数と呼び、Kaで表す。  CH COO  H    Ka この式を変形すると、 3 CH 3COOH   この式を、ヘンダーソン‐ハッセルバルヒ式という。また、酢酸の電離度は低いため、系中に存在する酢酸イオンの濃度は加えた酢酸ナトリウムの量にほぼ等しい。したがって、この溶液のpHは次のように近似することもできる。 HAという弱酸の場合、  HA  H  A  このように一部分が電離し、H+、A-、HAが共存している状態になっている。その時の解離定数は、  H  A    Ka  HA となり、 pH  pKa  A   log  HA この式を、ヘンダーソン‐ハッセルバルヒ式という。 H+ CH3COO－と結合して、CH3COOHとなる加えられたH＋はほとんど消費される液中のバランスは変わらない＝pHの変化もない：CH3COOH ：CH3COO：H+ H＋と中和し、減少したH＋は電離して補充される OH- 加えられたOH-はほとんど消費される液中のバランスは変わらない＝pHの変化もない：CH3COOH ：CH3COO：H+ 緩衝能が最大になるとき緩衝能は、濃度がHA＝A-のときに最大になる。  H  A    Ka  HA [A-]，[HA] が十分に存在するとして、ここで酸を加えれば当たり前ですが [A-] が減少し [HA] が増えます。加えた酸が少量ならこの変化量は同程度である。つまり，[A-]/[HA] は ([A-]-δ)/([HA]+δ) に変化する。このとき，[A-] も [HA] も十分にあるのであれば，この比の変化は小さく，結局 [H+] の変化も小さいということがいえる。例えばH+が２、HAが２、OH-が１だとすると、結局比としては変わらないので、緩衝能は変わらなくなる。もし，[A-] が小さく [HA] は大きい場合には，[HA] の変化は無視できるが， [A-] の変化は無視できず，結局 [A-]/[HA] は変化することになる。[HA] が少なくても同じことである。  H  A    Ka  HA 例えば、H+が２、A-が１、HAが４だとして、加えた酸を0．5だとすると、これらのことから、加える酸（または塩基）の影響が最も小さくなるときは、 HA＝A-のときとなる。よって、緩衝能が最も大きくなるのは、HA=A-のときになる。つまり、[A-]/[Ha]=1の時に最大になる。これをヘンダーソン‐ハッセルバルヒ式に入れてみると、 pH  pK a となるので、酸解離定数KaのｐH近くにに合わせて調整すると、最も緩衝作用の強い緩衝液が出来る。酢酸：トリス：8．3（20℃） HEPES：7．5 CAPS：10．4 主なPka値右図は０．１ｍｏｌ/ｌの酢酸水溶液の中和曲線図のａ点…酢酸水溶液のｐＨ電離度が小さいから，ｐＨはあまり小さくない図のｂ付近…ｐＨの変化が小さい酢酸と酢酸ナトリウムが存在し，緩衝溶液となっている図のｃ点…中和点は塩基性を示す。酢酸ナトリウムの加水分解により塩基性を示す。身近にある緩衝液私たち人間の身体には、様々な緩衝液があります。例えば、・血液・体液・唾液などまた、河川の水には緩衝作用はないが、海水には緩衝作用がある。次回緩衝液の種類や、体液の緩衝作用について勉強したいです。