Buffer (scheikunde)

Een buffer of een zuurteregelaar is in de chemie een waterige oplossing van twee stoffen die zich in een bepaald evenwicht bevinden en een bepaalde pH aannemen. Bij verdunning, toevoegen van een zuur of een base zal deze pH nagenoeg constant blijven. De verstoring van het evenwicht en de zuurtegraad wordt dus 'gebufferd'.

Bufferoplossingen bestaan steeds uit een zuur/basekoppel; ofwel een zuur en het zout van zijn geconjugeerde base, ofwel een base en het zout van zijn geconjugeerd zuur. Beide zijn steeds zwakke zuren of basen, ze zullen dus onvolledig reageren. De reactievergelijking tussen het zuur en de base kan worden gegeven als:

$\mathrm{HZ_{aq} \rightleftarrows Z^-_{(aq)} +H^+_{(aq)}}$

In welke mate deze reactie verloopt, wordt gegeven door de K_z-waarde of zuurconstante:

$\mathrm{K_z = \frac{[H^+][Z^-]}{[HZ]}}$

Reacties

De optredende reacties van respectievelijk het zuur en de base in water zijn:

1. $\mathrm{HZ + H_2O \rightleftarrows Z^- + H_3O^+}$

2. $\mathrm{Z^- + H_2O \rightleftarrows HZ + OH^-}$

Er bestaat ook een continu evenwicht tussen het aantal hydroxide- en hydroxonium-ionen in het water:

$\mathrm{2H_2O \rightleftarrows H_3O^+ + OH^-}$

pH

De pH van een buffermengsel kan berekend worden met behulp van de vergelijking van Henderson-Hasselbalch:

$\mathrm{pH=pK_a+^{10}log\frac{[A^-]}{[HA]}}$

deze vergelijking wordt ook wel op de volgende wijze geschreven:

$\mathrm{pH=pK_a-^{10}\log\frac{[HA]}{[A^-]}}$

Berekenen

Om met behulp van bovenstaande formules de pH van een buffer te berekenen worden de volgende aannames gedaan:

• De hoeveelheid zuur die in de oplossing gebracht is, is nog als zuur aanwezig. De concentratie [HA] kan hier direct uit worden berekend.
• De hoeveelheid geconjugeerde base die in de oplossing gebracht is, is nog steeds als zodanig aanwezig. De concentratie [A ^– ] kan hier direct uit worden berekend.
• Invullen van de betreffende concentraties in bovenstaande formules, in combinatie met de pK_a, levert de pH van de gezochte buffers.
• Formeel kan gesteld worden dat voor een buffer waarvoor een pH berekend wordt die lager is dan 7, blijkbaar de hoeveelheid HA kleiner moet zijn (een deel is gesplitst om de H⁺ te leveren), en de hoeveelheid A ^– net zoveel groter, in de praktijk gaat dit om dusdanig kleine hoeveelheden dat het effect verwaarloosbaar is

Bufferwerking

Globaal

De werking van een bufferoplossing steunt op het principe van Le Châtelier-Van 't Hoff, nl. een verstoring van de evenwichtsreactie zal steeds worden tegengewerkt, door een tijdelijke verschuiving in de reactie. Toegevoegde zuren (H₃O⁺) of basen (OH⁻) zullen dus worden geneutraliseerd.

• Bij toevoeging van een zuur: Het toegevoegde zuur protolyseert in water en vormt H₃O⁺-ionen. Deze verhoging van de hoeveelheid H₃O⁺ zal dus worden tegengewerkt. Hierbij verschuift de eerste reactie(↑) naar links. De hoeveelheid H₃O⁺-ionen vermindert dus weer. In de tweede reactie(↑) zal de toegevoegde H₃O⁺ samen met de OH⁻ reageren ($\mathrm{OH^- + H_3O^+ \rightarrow 2H_2O}$), deze OH^– zal dus gedeeltelijk uit de reactie verdwijnen. Deze daling van het aantal OH^–-ionen zal ook weer worden tegengewerkt; het evenwicht van de tweede reactie zal naar rechts verschuiven. Besluit: de toegevoegde H₃O⁺ is geneutraliseerd en de pH zal constant blijven.
• Bij toevoeging van een base: De toegevoegde base vormt in water extra OH⁻-ionen. Deze toegevoegde OH^– zal in de eerste reactie samen met de H₃O⁺ wegreageren ($\mathrm{H_3O^+ + OH^-\rightarrow 2H_2O}$), de H₃O⁺ zal dus gedeeltelijk uit de reactie verdwijnen. Deze vermindering zal worden opgevangen door het verschuiven van het eerste evenwicht naar rechts. H₃O⁺-ionen worden dus bijgevormd. De verhoging van het aantal OH^–-ionen zal in de tweede reactie worden tegengewerkt door het verschuiven van het evenwicht naar links. Besluit: de toegevoegde OH^– is geneutraliseerd en de pH zal constant blijven.

Iets netter

We kunnen ook gebruikmaken van de formule die bij pH genoemd wordt. Als we aannemen dat alle toegevoegde zuur, stel x, reageert met het aanwezige A ^– dan zal de hoeveelheid daarvan dus afnemen met x, maar de hoeveelheid HA zal toenemen:

$\mathrm{pH}_\mathrm{nieuw} = \mathrm{pK}_a +^{10}\log \frac{[\mathrm{A}^{-}]-x}{[\mathrm{HA}]+x}$

Zolang x niet meer dan ongeveer 4% van [A ^– ] en [HA] bedraagt zal de uitkomst van deze som niet veel veranderen. Het belang van de Buffercapaciteit wordt hiermee wel onderstreept: bij een te lage buffercapaciteit zal wel verandering van de pH optreden onder invloed van zuur of base.

Illustratie

We nemen het bufferpaar $\mathrm{NaCH_3COO/CH_3COOH:\,}$

Het natriumacetaat(zout) dissociëert volledig in water

$\mathrm{NaCH_3COO_{(s)} \to CH_3COO^-_{(aq)} + Na^+_{(aq)}}$

Wordt een zuur toegevoegd, dan zal het proton reageren met de geconjugeerde base in het buffer:

$\mathrm{CH_3COO^-_{(aq)} + H_3O^+ \to CH_3COOH_{(aq)}+ H_2O }$

Het omgekeerde gebeurt als een base wordt toegevoegd, de OH^– reageert met het zwakke zuur:

$\mathrm{CH_3COOH_{(aq)} + OH^- \to CH_3COO^-_{(aq)} + H_2O}$

Voorbeelden van buffers

• citroenzuur/citraat-buffer (C₆H₈O₇) (ongeveer pH 3-5)
• aluminium-buffer (pH 3,0 tot 4,2)
• azijnzuur/acetaatbuffer (pH 3,7 - 5,7)
• koolzuur/carbonaat-buffer (pH 6,2 tot 8,6)
• ammoniakbuffer NH₃+H₂O+NH₄Cl (pH 8,2-10,2)
• boorzuur/boraat-buffer (H₃BO₃) (ongeveer pH 9-11)

Meerwaardige buffers

Er bestaan ook stoffen die verschillende protonen kunnen opnemen of afgeven; ze worden meerwaardige buffers genoemd:

bij voorbeeld: driewaardige fosfaatbuffer: PO₄^3–, HPO₄^2–, H₂PO₄^– en H₃PO₄;

fosfaatbuffer vormt zo 3 bufferparen PO₄^3–/HPO₄^2–, HPO₄^2–/H₂PO₄^– en H₂PO₄^–/H₃PO₄

Afhankelijk van de zuurgraad, zal een ander bufferpaar de bufferende werking uitoefenen.

bijvoorbeeld HPO₄^2–/H₂PO₄^– rond pH 7,21

Buffercapaciteit

Zie Buffercapaciteit voor het hoofdartikel over dit onderwerp.

De buffercapaciteit wordt gedefinieerd als de hoeveelheid sterk zuur of sterke base die aan 1 liter buffer moet worden toegevoegd om de pH van het buffermengsel één eenheid te veranderen. De buffercapaciteit zegt dus iets over hoe 'goed' een buffer werkt. Hoe groter de buffercapaciteit, des te beter de buffer de pH-waarde stabiel kan houden bij toevoeging van zuur of base.

Gebruik

Biochemie en klinische chemie

Bufferoplossingen worden onder andere gebruikt in biochemische processen, aangezien vele enzymen slechts bij één bepaalde pH werken; zo is de buffer van koolzuur en een carbonaatzout aanwezig in het bloed, om zo de pH tussen 7,35 en 7,45 te houden.

Buffers van het bloed:

• H₂CO₃/HCO₃^–: vervoer van meeste CO₂, rode bloedcel nodig om CO₂ enzymatisch om te zetten in HCO₃^–
• H₂PO₄^–/HPO₄^2–: bestanddeel botmineraal en biomoleculen
• Albumine: transporteiwit én zorgt voor de osmotische waarde
• Hemoglobine: bevindt zich in de rode bloedcel

Analytische chemie

In de analytische chemie worden buffers onder andere gebruikt voor:

• Calibratie van pH-meters
• Stabilisatie van pH in complexometrische titraties

Zie ook

• pH

Bronnen, noten en/of referenties