16.2
Buffers
Een oplossing die aanzienlijke hoeveelheden van een zwak geconjugeerd zuur-basepaar bevat, wordt een bufferoplossing of een buffer genoemd. Bufferoplo…
Het toevoegen van een kleine hoeveelheid zuur of base aan een oplossing kan een aanzienlijke verlaging of verhoging van de pH veroorzaken. Veel chemische en biochemische processen hebben echter een stabiele pH nodig om te functioneren. Buffers kunnen een drastische verandering in de pH van een oplossing voorkomen wanneer hun buffercapaciteit niet wordt overschreden.
Buffers bevatten een zwak zuur en zijn geconjugeerde base of een zwakke base en zijn geconjugeerde zuur. Bijvoorbeeld, menselijk bloed handhaaft zijn pH nabij 7, 4 met een buffer die bestaat uit koolzuur, een zwak zuur en bicarbonaationen, de geconjugeerde base. Geconjugeerde zuur-basenparen vormen buffers omdat ze hun geconjugeerde zuur of base niet neutraliseren.
Azijnzuur en acetaat kunnen bijvoorbeeld niet reageren. Als azijnzuur, een zwak zuur en ammoniak, een zwakke base, echter samen worden toegevoegd, zullen ze reageren en een zout vormen:ammoniumacetaat. In een buffer neutraliseert het zwakke zuur eventuele toegevoegde base door te reageren met de geproduceerde hydroxide-ionen, terwijl de geconjugeerde base elk toegevoegd zuur neutraliseert door te reageren met eventuele hydronium-ionen.
Een soortgelijk mechanisme werkt in het geval van een zwakke base en zijn geconjugeerde zuur. Twee bekerglazen, X en Y, bevatten hetzelfde volume van verschillende oplossingen, elk met een pH van 7, 2. De oplossing in bekerglas X is niet gebufferd.
De oplossing in beker Y bevat daarentegen een azijnzuuracetaatbuffer. Als zoutzuur wordt toegevoegd aan beker X, daalt de pH van de oplossing plotseling door de verhoogde concentratie van hydronium-ionen. De oplossing in bekerglas Y laat een bijna constante pH zien wanneer er zoutzuur aan wordt toegevoegd, omdat een van de buffercomponenten, acetaat, reageert met zoutzuur om een chloride-ion en azijnzuur te produceren.
Evenzo, als natriumhydroxide wordt toegevoegd aan bekerglas X, zal de pH van de oplossing plotseling stijgen als gevolg van de verhoogde concentratie van hydroxide-ionen. Aan de andere kant vertoont de oplossing in bekerglas Y een minimale verandering in pH wanneer er natriumhydroxide aan wordt toegevoegd, aangezien een van de buffercomponenten, azijnzuur, reageert met natriumhydroxide en natriumacetaat en een watermolecuul produceert. De buffer kan een drastische verandering in de pH van een oplossing voorkomen zolang de concentratie van het geconjugeerde zuur-basepaar in een oplossing hoger is dan het toegevoegde sterke zuur of de toegevoegde sterke 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.