Pufferlösungen haben keine unbegrenzte Kapazität, um den pH-Wert relativ konstant zu halten. Stattdessen hängt die Fähigkeit einer Pufferlösung, Änderungen des pH-Werts zu widerstehen, vom Vorhandensein nennenswerter Mengen ihres konjugierten schwachen Säure-Base-Paares ab. Wenn genügend starke Säure oder Base zugegeben wird, um die Konzentration eines der beiden Mitglieder des Pufferpaares wesentlich zu senken, wird die Pufferwirkung innerhalb der Lösung beeinträchtigt.
Die Pufferkapazität ist die Menge an Säure oder Base, die zu einem bestimmten Volumen einer Pufferlösung hinzugefügt werden kann, bevor sich der pH-Wert signifikant ändert, normalerweise um eine Einheit. Die Pufferkapazität hängt von den Mengen der schwachen Säure und ihrer konjugierten Base ab, die sich in einer Puffermischung befinden. Zum Beispiel hat 1 l einer Lösung, die 1,0 M in Essigsäure und 1,0 M in Natriumacetat enthält, eine größere Pufferkapazität als 1 l einer Lösung, die 0,10 M in Essigsäure und 0,10 M in Natriumacetat enthält, obwohl beide Lösungen den gleichen pH-Wert haben. Die erste Lösung hat eine höhere Pufferkapazität, da sie mehr Essigsäure und Acetationen enthält.
Auswahl geeigneter Puffermischungen
Für die Auswahl von Puffermischungen gibt es zwei nützliche Faustregeln:
Blut ist ein wichtiges Beispiel für eine gepufferte Lösung, wobei die Hauptsäure und das Ion, die für die Pufferwirkung verantwortlich sind, Kohlensäure(H 2CO3) und das Bikarbonat (HCO3−) sind. Wenn ein Hydronium-Ion in den Blutkreislauf eingeführt wird, wird es hauptsächlich durch folgende Reaktion entfernt:
Ein zugesetztes Hydroxidion wird durch die Reaktion entfernt:
Die zugegebene starke Säure oder Base wird somit effektiv in die viel schwächere Säure oder Base des Pufferpaares umgewandelt (H 3O+ wird in H2CO3 umgewandelt und OH − wird in HCO3 umgewandelt). Der pH-Wert des menschlichen Blutes bleibt somit sehr nahe an dem Wert, der durch die Pufferpaare pKa, in diesem Fall 7,35, bestimmt wird. Normale Schwankungen des Blut-pH-Werts betragen in der Regel weniger als 0,1, und pH-Änderungen von 0,4 oder mehr sind wahrscheinlich tödlich.
Dieser Text wurde angepasst von Openstax, Chemie 2e, Abschnitt 14.6: Puffer.
Die Wirksamkeit eines Puffers, einer pH-Änderung zu widerstehen, hängt vom Konzentrationsverhältnis der schwachen Säure und ihrer konjugierten Base oder der schwachen Base und ihrer konjugierten Säure sowie von ihren absoluten Konzentrationen ab.
Der Pufferbereich ist der pH-Bereich, der eine signifikante Erhöhung oder Abnahme des pH-Werts bei Zugabe einer Säure oder Base verhindert. Der Bereich ist eine Einheit höher oder kleiner als pKa.
Um ein wirksamer Puffer zu sein, sollte daher das Verhältnis von schwacher Säure zu Base oder schwacher Base zu Säure zwischen 10 zu 1 und 1 zu 10 liegen.
Die Henderson-Hasselbalch-Gleichung kann gelöst werden, um diese Werte zu unterstützen. Wenn die Konzentration der Säure zehnmal so hoch ist wie die der Base, ist der pH-Wert 1 Einheit niedriger als der pKa. Wenn die Konzentration der Base dagegen zehnmal so hoch ist wie die der Säure, ist der pH-Wert 1 Einheit höher als der pKa.
Ein Puffer ist in der Mitte seines Pufferbereichs am effektivsten, wenn die Konzentration der schwachen Säure und der konjugierten Base gleich ist und der pH-Wert gleich pKa ist. Mit zunehmender Differenz zwischen den Mengen der schwachen Säure und der Base verliert der Puffer an Wirkung.
Daher ist Puffer A, der jeweils 1 molare Essigsäure und Acetat enthält, wirksamer als Puffer B, der 0,1 molare Essigsäure und 1 molare Acetat enthält.
Auch die absolute Konzentration einer schwachen Säure und der Base bestimmt die Wirksamkeit des Puffers. Je höher die Konzentration der schwachen Säure und Base ist, desto stärker kann sie die Säure oder Base neutralisieren.
Daher ist ein Puffer mit je 1 molar Ameisensäure und Formiat wirksamer als ein Puffer mit jeweils 0,1 molaren Molekülen.
Die Pufferkapazität ist die Menge einer starken Säure oder Base, die ein Puffer neutralisieren kann, bevor sich sein pH-Wert signifikant ändert. Daher erhöht sich die Pufferkapazität sowohl bei höheren Konzentrationen einer schwachen Säure und ihrer konjugierten Base als auch bei Annäherung des Verhältnisses einer schwachen Säure an die Base.
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