Puffer

Puffer

Wenn eine Arrheniussäure (HA) zu Wasser gegeben wird, dissoziiert sie in ihre konjugierte Base (A^-) und ein Wasserstoffkation (H⁺).

HA + H₂O → H⁺⁽_aq) + A^-_(aq)

Die Menge der in der Lösung vorhandenen Wasserstoffionen bestimmt den Säuregehalt der Lösung, wobei mehr Wasserstoffionen einen niedrigeren oder saureren pH-Wert anzeigen. Ähnlich verhält es sich, wenn eine starke Arrhenius-Base (BOH) zu Wasser hinzugefügt wird, dissoziiert sie in ihre konjugierte Säure (B⁺) und ein Hydroxidion (OH-).

BOH + H₂O → B⁺⁽_aq) + OH^-_(aq)

Im Allgemeinen verändert die Zugabe von starken Säuren oder Basen zu einer Lösung den pH-Wert dramatisch, da die Säure oder Base mit den Wassermolekülen in Lösung reagiert und die Konzentration von Wasserstoffionen oder Hydroxidionen erhöht. Diese Änderung des pH-Werts kann jedoch mit einem Puffer abgemildert werden. Puffer sind Lösungen, die darauf abzielen, einen konstanten pH-Wert in einem System aufrechtzuerhalten, unabhängig von der Zugabe starker Säuren oder Basen.

Meistens handelt es sich bei den Komponenten eines Puffers um das konjugierte Säure-Base-Paar einer schwachen Säure oder schwachen Base. Aus diesem Grund sind starke Säuren oder Basen, die vollständig in Wasser dissoziieren, sehr schlechte Puffer und schwache Säuren oder Basen, die teilweise dissoziieren, bessere Puffer. Wenn der Puffer vorhanden ist, reagiert die starke Säure oder Base nicht mit den in Lösung vorhandenen Wassermolekülen, sondern mit der schwachen Säure/konjugierten Base. Dies führt zu einer geringen bis gar keinen Veränderung des pH-Werts der Lösung.

Der gemeinsame Ioneneffekt

Ein Puffer funktioniert durch ein Phänomen, das als gemeinsamer Ioneneffekt bezeichnet wird. Der übliche Ioneneffekt tritt auf, wenn ein bestimmtes Ion zu einem Gemisch im Gleichgewicht hinzugefügt wird, das das gegebene Ion bereits enthält. Wenn dies geschieht, verschiebt sich das Gleichgewicht weg von der Bildung weiterer Ionen dieses Ions.

Zum Beispiel dissoziiert Essigsäure (CH₃COOH) in Wasser leicht und bildet das Acetat-Ion (CH₃COO^-) und das Wasserstoff-Ion.

CH₃COOH_(aq) H₂O ⇔ H⁺⁽_aq) + CH₃COO^-_(aq)

Wenn mehr Acetation aus löslichem Natriumacetat hinzugefügt wird, verschiebt sich die Gleichgewichtsposition nach links, um mehr undissoziierte Essigsäure zu bilden, und die Konzentration der Wasserstoffionen nimmt ab. Dabei unterdrückt das gemeinsame Ion – Acetat – die Dissoziation der Essigsäure.

Ein Puffer muss hohe Konzentrationen sowohl der sauren (HA) als auch der basischen (A^-) Komponente enthalten, um eine Lösung zu puffern. Wenn die Menge an Wasserstoff- oder Hydroxidionen, die dem Puffer zugesetzt werden, gering ist, bewirken sie, dass eine kleine Menge einer Pufferkomponente in die andere umgewandelt wird. Solange die Konzentration der hinzugefügten Ionen viel kleiner ist als die Konzentrationen von HA und A^-, die bereits im Puffer vorhanden sind, haben die hinzugefügten Ionen nur einen geringen Einfluss auf den pH-Wert, da sie von einer der Pufferkomponenten verbraucht werden. Wenn die Konzentration von Wasserstoff oder Hydroxid die Konzentrationen der Säure und ihrer konjugierten Base übersteigt, geht die Pufferwirkung verloren und der pH-Wert ändert sich.

Henderson-Hasselbalch-Gleichung

Die Dissoziationskonstante K_a einer schwachen Säure wird unter Verwendung der Konzentrationen der nicht dissoziierten Säure HA und der Konzentrationen der Wasserstoffionen und der konjugierten Base A^- berechnet.

Höhere K_a-Werte stehen für stärkere Säuren, während kleinere K_a-Werte schwächere Säuren darstellen. Um die Konzentration von Wasserstoffionen zu bestimmen, wird die Gleichung neu angeordnet. In dieser Form ist es klar, dass das Verhältnis von Säurespezies zu Basenspezies wichtig ist, um die Konzentration von Wasserstoffionen und damit den pH-Wert zu bestimmen.

Nimmt man den negativen gemeinsamen Logarithmus beider Seiten, so ergibt sich die Henderson-Hasselbalch-Gleichung.

Die Henderson-Hasselbalch-Gleichung ermöglicht die direkte Berechnung des pH-Werts des Puffers, ohne dass zuerst die Konzentration der Wasserstoffionen berechnet werden muss.

Zum Beispiel kann es verwendet werden, um den pH-Wert eines 1-Liter-Puffers nach Zugabe von 0,02 Mol einer starken Base zu bestimmen. Die starke Base dissoziiert vollständig, so dass die Konzentration der zugesetzten Hydroxylionen 0,02 M beträgt. Dadurch wird die Konzentration der Säure um 0,02 verringert. Unter der Annahme, dass die ursprüngliche Konzentration der sauren (HA) und der basischen (A^-) Komponente jeweils 0,5 M beträgt, erhöht sich die neue Konzentration der Base um 0,02 M auf 0,52 M, während die Konzentration der Säure um 0,02 M auf 0,48 M abnimmt. Da wir den pK_a der sauren Komponente des Puffers kennen, können wir diese neuen Komponentenkonzentrationen in die Henderson-Hasselbalch-Gleichung einsetzen, um den pH-Wert zu bestimmen.

Dies ist nützlich bei der Bestimmung der Pufferkapazität oder der Frage, wie viel starke Säure oder starke Base zu einem Puffer hinzugefügt werden kann, ohne den pH-Wert wesentlich zu beeinflussen.

Pufferkapazität

Die Pufferkapazität ist das Maß für die Fähigkeit eines Puffers, pH-Änderungen zu widerstehen. Diese Fähigkeit hängt von der Konzentration der Pufferkomponenten, d.h. der Säure und ihrer konjugierten Base, ab. Eine höhere Pufferkonzentration hat eine größere Pufferkapazität. Das bedeutet, dass eine größere Menge an Wasserstoffionen oder eine stärkere Säure zugesetzt werden müsste, um das Gleichgewicht zu stören und den pH-Wert des Puffers zu verändern.

Die Pufferkapazität wird auch durch die relativen Konzentrationen der Pufferkomponenten beeinflusst. Der Puffer ist wirksamer, wenn die Konzentrationen der Komponenten ähnlich sind. Wenn das Verhältnis der Pufferkomponenten ähnlich ist, ändert sich das Verhältnis der Komponentenkonzentration nicht wesentlich, wenn Säure oder Base hinzugefügt wird. große Mengen an Säure oder Base müssen hinzugefügt werden, um das Verhältnis auszugleichen und den pH-Wert zu verändern.

Der pH-Wert des Puffers unterscheidet sich von seiner Pufferkapazität. Der pH-Bereich ist der Bereich, in dem der Puffer wirksam ist. Typischerweise haben Puffer einen nutzbaren Bereich innerhalb von 1 pH-Einheit des pK_a der sauren Komponente des Puffers.

Referenzen

1. Kotz, J.C., Treichel Jr., P.M., Townsend, J.R. (2012). Chemie und chemische Reaktivität. Belmont, Kalifornien: Brooks/Cole, Cengage Lernen.
2. Silberberg, M.S. (2009). Chemie: Die molekulare Natur von Materie und Veränderung. Boston, MA: McGraw Hill.