Buffer (scheikunde)

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Ga naar: navigatie, zoeken
ZUREN en BASEN
Hydroxonium-ion
Algemene begrippen
pH
Zuur-basereactie
Zuur-basetitratie
Zuurconstante
Buffer
Waterevenwicht
Hammett-zuurfunctie
Zuren

Sterk · Zwak · Lewiszuur · Anorganisch zuur · Organisch zuur · Superzuur · Oxozuur · Halogeenzuurstofzuur

Basen

Sterk · Zwak · Lewisbase · Anorganische base · Organische base · Superbase

Portaal  Portaalicoon  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 Kz-waarde of zuurconstante:

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

Reacties[bewerken]

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 hydroxoniumionen in het water:

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

pH[bewerken]

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[bewerken]

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 pKa, 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[1]

Bufferwerking[bewerken]

Globaal[bewerken]

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[bewerken]

We kunnen ook gebruikmaken van de formule die bij pH genoemd wordt. Als we aannemen dat alle toegevoegde zuur[2], 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[bewerken]

We nemen het bufferpaar \mathrm{CH_3COONa/CH_3COOH:\,}

Het natriumacetaat(zout) dissociëert volledig in water

\mathrm{CH_3COONa_{(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[bewerken]

Meerwaardige buffers[bewerken]

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

bij voorbeeld: driewaardige fosfaatbuffer: PO43–, HPO42–, H2PO4 en H3PO4;
fosfaatbuffer vormt zo 3 bufferparen PO43–/HPO42–, HPO42–/H2PO4 en H2PO4/H3PO4

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

bijvoorbeeld HPO42–/H2PO4 rond pH 7,21

Buffercapaciteit[bewerken]

Nuvola single chevron right.svg 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[bewerken]

Biochemie en klinische chemie[bewerken]

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/HPO42–: bestanddeel botmineraal en biomoleculen
  • Albumine: transporteiwit én zorgt voor de osmotische waarde
  • Hemoglobine: bevindt zich in de rode bloedcel

Analytische chemie[bewerken]

In de analytische chemie worden buffers onder andere gebruikt voor:

Zie ook[bewerken]

Bronnen, noten en/of referenties
  1. Een buffer met pH=4, waarvan de concentratie [HA] en [A ] rond 0.01 mol.l – 1 liggen zal een ongeveer 1% kleinere HA- en dito grotere A -concentratie hebben. Dit levert nauwelijks een andere pH op.
  2. Voor base geldt in principe hetzelfde, alleen de plus en mintekens komen net op de andere plaats terecht