16.2
Puffer
Eine Lösung, die nennenswerte Mengen eines schwachen konjugierten Säure-Base-Paares enthält, wird Pufferlösung oder Puffer genannt. Pufferlösungen wid…
Das Hinzufügen einer kleinen Menge Säure oder Base zu einer Lösung kann zu einer signifikanten Abnahme oder Erhöhung des pH-Werts führen. Viele chemische und biochemische Prozesse benötigen jedoch einen stabilen pH-Wert, um zu funktionieren. Puffer können eine drastische Veränderung des pH-Werts einer Lösung verhindern, wenn ihre Pufferkapazität nicht überschritten wird.
Puffer enthalten eine schwache Säure und ihre konjugierte Base oder eine schwache Base und ihre konjugierte Säure. Zum Beispiel hält menschliches Blut seinen pH-Wert nahe 7,4 mit einem Puffer, der aus Kohlensäure, einer schwachen Säure, und Bikarbonationen, seiner konjugierten Base, besteht.
Konjugierte Säure-Base-Paare bilden Puffer, da sie ihre konjugierte Säure oder Base nicht neutralisieren. So können beispielsweise Essigsäure und Acetat nicht reagieren. Wenn jedoch Essigsäure, eine schwache Säure, und Ammoniak, eine schwache Base, zusammen hinzugefügt werden, reagieren sie zu einem Salz – Ammoniumacetat.
In einem Puffer neutralisiert die schwache Säure jede hinzugefügte Base, indem sie mit den erzeugten Hydroxidionen reagiert, während ihre konjugierte Base jede hinzugefügte Säure neutralisiert, indem sie mit beliebigen Hydroniumionen reagiert. Ein ähnlicher Mechanismus funktioniert bei einer schwachen Base und ihrer konjugierten Säure.
Zwei Bechergläser, X und Y, enthalten das gleiche Volumen unterschiedlicher Lösungen mit einem pH-Wert von 7,2. Die Lösung im Becherglas X wird nicht gepuffert. Im Gegensatz dazu enthält die Lösung im Becherglas Y einen Essigsäure-Acetat-Puffer.
Wird dem Becherglas X Salzsäure zugesetzt, sinkt der pH-Wert der Lösung aufgrund der erhöhten Konzentration an Hydroniumionen schlagartig ab.
Im Gegensatz dazu zeigt die Lösung im Becherglas Y einen nahezu konstanten pH-Wert, wenn Salzsäure zugesetzt wird, da eine der Pufferkomponenten, Acetat, mit Salzsäure reagiert, um ein Chloridion und Essigsäure zu erzeugen.
Ähnlich verhält es sich, wenn Natriumhydroxid zu Becherglas X hinzugefügt wird, steigt der pH-Wert der Lösung aufgrund der erhöhten Konzentration von Hydroxidionen plötzlich an.
Andererseits zeigt die Lösung im Becherglas Y eine minimale Änderung des pH-Werts, wenn ihr Natriumhydroxid zugesetzt wird, da eine der Pufferkomponenten, Essigsäure, mit Natriumhydroxid reagiert und Natriumacetat und ein Wassermolekül produziert.
Der Puffer kann eine drastische Änderung des pH-Werts einer Lösung verhindern, solange die Konzentration des konjugierten Säure-Base-Paares in einer Lösung höher ist als die zugesetzte starke Säure oder Base.
View the full transcript and gain access to JoVE Core videos
Q1: What is a buffer solution and why is it important?
A buffer solution contains a weak acid and its conjugate base, or a weak base and its conjugate acid. Buffers resist pH changes when small amounts of strong acid or base are added, which is critical for chemical and biochemical processes. For example, human blood maintains pH near 7.4 using a carbonic acid-bicarbonate buffer system.
Q2: How does a buffer prevent drastic pH changes?
When acid is added, the conjugate base component neutralizes hydronium ions. When base is added, the weak acid component neutralizes hydroxide ions. This conversion of strong acids and bases into weak conjugate pairs causes minimal pH change. The buffer works as long as the conjugate acid-base pair concentration exceeds the added strong acid or base.
Q3: Why don't conjugate acid-base pairs neutralize each other?
Conjugate acid-base pairs, such as acetic acid and acetate, do not react with each other because they are in equilibrium. However, when a weak acid like acetic acid is mixed with a weak base like ammonia, they will react to form a salt. This distinction is fundamental to buffer formation and stability.
Q4: What happens when you add strong acid to a buffered versus unbuffered solution?
In an unbuffered solution, adding strong acid causes a sharp pH drop due to increased hydronium ion concentration. In a buffered solution, the acetate component reacts with the added acid, producing acetic acid and chloride ions, resulting in minimal pH change. This demonstrates the protective effect of buffers.
Q5: What are common examples of buffer solutions?
Common buffers include acetic acid with sodium acetate, and ammonia with ammonium chloride. The acetic acid-acetate buffer consists of a weak acid and its salt, while the ammonia-ammonium chloride buffer consists of a weak base and its salt. Both effectively resist pH changes in their respective pH ranges.
Q6: What limits a buffer's ability to resist pH change?
A buffer can prevent drastic pH changes only when the concentration of the conjugate acid-base pair is higher than the concentration of added strong acid or base. Once this buffering capacity is exceeded, the buffer loses its protective effect and pH changes become significant.
Q7: How does adding strong base to a buffer solution work?
When strong base like sodium hydroxide is added to a buffer, the weak acid component reacts with it, producing sodium acetate and water. This reaction shifts the acid ionization equilibrium to the right, restoring hydronium ion concentration and maintaining relatively stable pH despite the base addition.