Pufferlösung

Pufferlösung: Wirkungsweise von Puffersystemen

Die Aufgabe eines Puffersystems ist es, den pH-Wert konstant zu halten. Dies ist jedoch nur möglich, da schwache Säuren in einer wässrigen Lösung nur in geringen Teilen, also unvollständig, dissoziieren und wenig Protonen abgeben. Schwache Basen hingegen entziehen dem Wasser nur wenige Protonen und erzeugen somit weniger Hydroxid-Ionen.

Nehmen wir den Essigsäure-Acetat-Puffer als Beispiel. Eine solche Pufferlösung besteht aus 1 L Wasser, 1 mol Essigsäure (CH₃COOH) und 1 mol Natriumacetat (CH₃COONa).

Die gebildeten Acetat-Ionen (CH₃COO^-) entstehen hauptsächlich durch die Dissoziation des Natriumacetats, aber auch durch die unvollständige Protolyse der Essigsäure. Wird nun eine begrenzte Menge einer anderen Säure zu der Pufferlösung hinzugefügt, wird das Protolysegleichgewicht gestört.

Um das Puffergleichgewicht neu einzustellen, protolysieren die Oxonium-Ionen die Acetat-Ionen unter Bildung von Essigsäure und Wasser. Da die Essigsäure eine schwache Säure ist, protolysiert diese kaum. Somit bleibt die Konzentration der Oxonium-Ionen der Pufferlösung und somit der pH-Wert weitgehend konstant.

Gibt man anstelle einer Säure eine Base zur Pufferlösung hinzu, reagieren die Hydroxid-Ionen mit den Oxonium-Ionen. Das Gleichgewicht wird durch die Bildung von Oxonium-Ionen durch die Essigsäure kompensiert, denn so lange nicht protolysierte Essigsäure im Puffersystem vorliegt, ändert sich der pH-Wert nur geringfügig.

Pufferlösung: Das Pufferoptimum

Das Pufferoptimum bildet den Bereich eines Puffersystems, in dem sich bei Zugabe von Hydroxid-Ionen oder Oxonium-Ionen der pH-Wert am wenigsten ändert. Das Pufferoptimum liegt vor, wenn der pH-Wert der Lösung dem pKs-Wert der Puffersäure entspricht. Nach der Puffergleichung liegen hier die Pufferbase und Puffersäure in gleichen Mengen, also in einem Verhältnis von 1:1 vor. Dies ermöglicht, dass sowohl Oxonium-Ionen als auch Hydroxid-Ionen abgepuffert werden. Ist der pH-Wert nicht gleich dem pKs-Wert, verändert sich das Verhältnis.

Pufferlösung: Arten

Hier findest du einen Überblick der verschiedenen Pufferlösungen und den dazugehörigen pH-Bereichen. Den Essigsäure-Acetat-Puffer kennst du ja bereits.

Kohlensäure-Bicarbonat-Puffer

Bei diesem Puffersystem handelt es sich um den Puffer im menschlichen Blutkreislauf, der dazu dient, pH-Schwankungen aufzufangen. Die Pufferlösung besteht aus der Kohlensäure (H₂CO₃) als Säure und dem Hydrogencarbonation (HCO₃^-), auch Bicarbonat genannt, als Base.

Der pH-Wert des Bluts liegt bei etwa 7,4. Ist der pH-Wert des Bluts zu hoch, also nicht sauer genug, löst sich ein Proton der Kohlensäure und bildet ein Bicarbonat. Sind zu viele Protonen im Blut enthalten, ist dieses zu sauer. Das Bicarbonat bindet daher ein Proton, so dass Kohlensäure entsteht, die zu Wasser und Kohlendioxid zerfällt. Durch verstärkte Atemtätigkeit wird der Kohlenstoffdioxid abgeatmet. Ist das Blut nicht sauer genug, kann die Lungenaktivität auch gedrosselt werden.

Neben der Atmung haben auch die Nieren und bestimmte Bluteiweiße Einfluss auf den Säure-Basen-Haushalt. Die Nieren können Protonen und Bicarbonationen gezielt ausscheiden oder dem Körper zuführen. Bluteiweiße binden oder setzten Protonen frei.

Pufferlösung: pH-Wert berechnen

Um den pH-Wert einer Pufferlösung zu berechnen, benötigst du das Massenwirkungsgesetz. Anhand dessen kannst du die Gleichung für die Säurekonstante herleiten. Dabei gehst du von der allgemeinen Reaktionsgleichung einer Säure-Base-Reaktion aus. Dabei ist HA die Säure und A^- die Base.

${\mathrm{K}}_{\mathrm{s}}=\frac{\mathrm{c}\left({\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right)\times \mathrm{c}\left({\mathrm{A}}^{-}\right)}{\mathrm{c}\left(\mathrm{HA}\right)}$

Du stellst die Gleichung nun nach der Konzentration der Oxonium-Ionen um, da diese dem pH-Wert gleichzusetzen ist.

Anschließend wird diese Gleichung logarithmiert. Diese Form ist als Puffergleichung oder auch Henderson-Hassebalch-Gleichung bekannt.

$\mathrm{pH}={\mathrm{pK}}_{\mathrm{s}}-\lg \frac{\mathrm{c}\left(\mathrm{HA}\right)}{\mathrm{c}\left({\mathrm{A}}^{-}\right)}$

$\mathrm{pH}={\mathrm{pK}}_{\mathrm{s}}+\lg \frac{\mathrm{c}\left({\mathrm{A}}^{-}\right)}{\mathrm{c}\left(\mathrm{HA}\right)}$

Berechnung der pH-Wert-Änderung eines Puffers

Was passiert jetzt aber mit dem pH-Wert, wenn du eine Säure oder Base zu einem Puffer hinzugibst? Dies kannst du dir am Beispiel des Essigsäure-Acetat-Puffers anschauen.

Der Puffer besteht aus 1 mol Essigsäure, 1 mol Natriumacetat und 1 L Wasser. Nun berechnest du zunächst den pH-Wert der Pufferlösung. Für die Berechnung benötigst du jedoch erst den pK_s-Wert und die Konzentrationen von Essigsäure und Acetat.

Für Essigsäure liegt der pKs-Wert bei 4,76. Daraus ergibt sich:

Nun fügst du 0,1 mol Salzsäure der Pufferlösung hinzu und willst den neuen pH-Wert berechnen. Die Salzsäure ist eine sehr starke Säure, weshalb bei 0,1 mol Salzsäure ca. 0,1 mol Oxonium-Ionen entstehen, denn die Säure dissoziiert vollständig.

Die Säure reagiert mit 0,1 mol des Acetats, so dass 0,1 mol neue Essigsäure entstehen. Dadurch ändert sich also die Stoffmenge der Bestandteile der Pufferlösung.

Der Puffer sorgt dafür, dass die Oxonium-Ionen abgefangen werden. Das erklärt die obere Rechnung. Somit bleiben vom Acetat noch 0,9 mol und von der Essigsäure 1,1 mol nach Hinzufügen der Salzsäure übrig. Für die weitere Berechnung benötigst du nun wieder die neuen Konzentrationen.

Somit hat sich der pH-Wert der Pufferlösung nach Zugabe der starken Salzsäure nur geringfügig verändert.