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Puffersysteme

Puffersysteme verhindern zu große Änderungen einer Größe. In der Chemie häufig den pH-Wert.

Was ist ein Puffer?

Puffer findet man in der Alltagswelt an Bahnwagons, hier mindern sie Stöße zwischen den Wagons ab, so merken die Fahrgäste kaum etwas davon. Auch in der Chemie ist der Puffer ein Dämpfer. So sorgt eine Pufferlösung dafür, dass sich der pH-Wert nur minimal ändert, auch wenn man größere Mengen Säuren oder Basen hinzugibt.

pH-Wert

Aufbau und Funktionsweise eines Puffers

Ein Säure-Puffer besteht aus einer schwachen Säure und deren Salz. Ein solcher Puffer ist zum Beispiel der Essigsäure-Natriumacetat-Puffer, auch kurz Acetat-Puffer genannt:

$CH_3COOH \rightleftharpoons CH_3COONa$.

Gibt man eine stärkere Säure zum Acetatpuffer, reagieren die Acetat-Ionen des Salzes mit den Hydroniumionen zu Essigsäure und Wasser:

$H_3O^+ + CH_3COO^- \longrightarrow CH_3COOH + H_2O$.

Gibt man eine Base zum Acetatpuffer, reagiert die Essigsäure mit den Hydroxidionen zu Acetat und Wasser:

$OH^- + CH_3COOH \longrightarrow CH_3COO^- + H_2O$.

Bei beiden Reaktionen bleibt der pH-Wert der Lösung annähernd konstant.

Die Henderson-Hasselbalch-Gleichung – Herleitung

Mit der Henderson-Hasselbalch-Gleichung kann man den aktuellen pH-Wert einer Pufferlösung berechnen. Wie man zu dieser Gleichung kommt, wollen wir uns mithilfe des Essigsäure-Acetat-Puffers verdeutlichen.

Der Essigsäure-Acetat-Puffer reagiert in einer Gleichgewichtsreaktion:

$CH_3COOH + H_2O\rightleftharpoons~CH_3COO^- + H_3O^+$.

Das bedeutet, es laufen sowohl Hin- als auch Rückreaktion ab. Durch die Zugabe von Hydronium-Ionen wird das Gleichgewicht der Reaktion gestört. Diese Störung wird durch eine vermehrte Bildung von Essigsäure und Wasser ausgeglichen. Dies hat Le Chatelier mit dem Prinzip des kleinsten Zwanges beschrieben.

Die Säurekonstante $KS$ der Reaktionsgleichung lässt sich mit dem Massenwirkungsgesetz, unter Annahme, dass die Stoffmengenkonzentration des Wassers konstant bleibt, wie folgt bestimmen:

$KS=\frac{[H_3O^+] \cdot [CH_3COO^-]}{[CH-3COOH]}$.

Umgestellt nach der Hydronium-Ionen-Konzentration:

$[H_3O^+]=KS\cdot \frac{[CH_3COOH]}{[CH-3COO^-]}$.

Da gilt:

$pH=-lg [H_3O^+] \text{ und } pks= -lg KS$,

können wir umformen zu:

$pH=pks -lg \frac{[CH_3COOH]}{[CH-3COO^-]}$.

Allgemein gilt dann

$pH=pks -lg \frac{[HA]}{[A^-]}$,

oder analog dazu

$pH=pks +lg \frac{[A^-]}{[HA]}$.

Dies sind beide Formen der Henderson-Hasselbalch-Gleichung.

Pufferkapazität – Auswahl und Einstellen eines Puffers

Um eine optimale Pufferkapazität zu erreichen, ist Folgendes zu beachten.

  • Um sowohl Säuren als auch Basen entgegenzuwirken, ist es optimal, wenn Säure und Säure-Anion im Verhältnis 1:1 vorliegen.
  • Je größer die Konzentration der Pufferlösung, desto mehr Säure oder Base kann entgegengewirkt werden.

Um nahe an das Verhältnis 1:1 heranzukommen, wählt man den Puffer anhand seines pks-Wertes aus, da in diesem Fall gilt $pH=pks$. Je näher der pks-Wert am gewünschten pH-Wert liegt, desto besser. Mit kleinen Änderungen der Konzentrationen von Säure und Säure-Anion nimmt man dann die Einstellung des Puffers vor.

Hier findest du eine kleine Auswahl von Puffern mit ihren Gleichungen und pks-Werten.

Essigsäure-Acetat-Puffer

$CH_3COOH + H_2O \rightleftharpoons CH_3COO^- + H_3O^+$: $pks=4,75$

Ammoniak-Ammonium-Puffer

${NH_4}^+\rightleftharpoons NH3 + H_3O^+$: $pks=9,25$

Phosphat-Puffer

${H_2PO_4}^- + H_2O \rightleftharpoons {HPO_4}^{2-} + H_3O^+$: $pks=7,20$

Anwendung in Organismen – Blutpuffer

Organismen sind darauf angewiesen, den pH-Wert ihrer Körperflüssigkeit in einem gewissen Bereich zu halten. Nur in diesem Bereich können lebenswichtige Stoffwechselprozesse ablaufen. So finden wir im menschlichen Blut gleich mehrere Puffersysteme. Dies sind unter anderem der Bicarbonat-$CO_2$-Puffer und der Phosphatpuffer.

Blut

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