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Grundlagen Puffer

Pufferlösungen - Einführung

Dies ist der Einführungsbeitrag zum Thema Puffer, daher werden hier ganz grundsätzliche Fragen beantwortet: Was ist ein Puffer? Welche Aufgabe hat ein Puffer? Wie kann man eine Pufferwirkung abschätzen, wie mit der Henderson-Hasselbalch-Gleichung den pH-Wert berechnen und wo findet man Puffer eventuell sogar in der Natur bzw. im "wahren Leben"?


Grundlagen

  • dir sollte bekannt sein, was der pH-Wert ist, alles weitere kommt im Video

Video

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Zusammenfassung in Textform (mit Zeitangaben)

Pufferlösungen - Einführung

 

1. Definition
Eine Pufferlösung ist eine Mischung aus einer schwachen Säure und ihrer konjugierten Base im Verhältnis 1:10 bis 10:1.
Ihre Funktion ist das „Abpuffern“ des pH-Werts einer Lösung, dh. eine Pufferlösung ändert ihren pH-Wert nicht, wenn man geringe Mengen an Säuren oder Basen hinzugibt.

 

Beispiel: Essigsäure-Acetat-Puffer ( 1:14 )
Essigsäure (CH3COOH) ist das klassische Beispiel einer schwachen Säure. Das Acetat-Ion (CH3COO-) ist ihre konjugierte Base, das heißt, wenn Essigsäure ihr Proton abgibt, entsteht dieses Ion.
Der pH-Wert dieser Lösung ist von der Dissoziation der Essigsäure abhängig. Daher muss man in Puffern schwache Säuren verwenden, denn sie dissoziieren nicht vollständig zu Oxonium-Ionen und ihrer konjugierten Base.

 

Zugabe einer starken Säure
Bei Zugabe einer starken Säure, vereinfacht der Zugabe von Protonen, passiert folgendes: Die Protonen protonieren nicht das Wasser und werden so zu Oxonium-Ionen (H3O+), sondern sie protonieren die Acetat-Ionen, die so wieder zu Essigsäure werden. Das heißt, solange Acetat-Ionen in der Lösung vorhanden sind, die H+-Ionen aufnehmen können, entstehen selbst bei Zugabe von starken Säuren keine neuen Oxonium-Ionen, dh. der pH-Wert ändert sich nicht! Die zugegebenen Protonen werden sozusagen im Essigsäure-Acetat-Gleichgweicht „verbraucht“ und bewirken keine Änderung der H3O+-Konzentration.


2. Bedeutung und Vorkommen (3:17)
Pufferlösungen sind dort zu finden, wo es sinnvoll ist, den pH-Wert einer Lösung konstant zu halten. Beispiele:

- für bestimmte chemische Reaktionen (z.B. beim Galvanisieren, Gerben von Leder)

- bei der Anwendung von Enzymen. Die Aktivität von Enzymen hängt sehr stark vom pH-Wert ihrer Umgebung ab; Enzyme im Magen benötigen ein sehr stark saures Milieu, Enzyme auf der Haut ein leicht saures Milieu

- Blutpuffer: Um das Blut im Körper gleichmäßig auf pH = 7,35 - 7,45 zu halten gibt es vier verschiedene Puffersysteme im Blut. Dieses Puffersystem also sehr komplex! Ist der Blutpuffer nicht funktionstüchtig genug, so kann es zu einer Übersäuerung des Blutes, einer Acidose, oder einer Alkalose, also zu basischem Blut kommen. Acidosen können hervorgerufen werden durch eine Methanol Vergiftung. Wird der „Fuselalkohol“ im Körper abgebaut entsteht unter anderem Ameisensäure, die den Blutpuffer überfordert. Eine Folge der Acidose ist, dass das Blut nicht mehr gut genug Sauerstoff transportieren kann, was zwangsläufig zum Tod führt.


3. Berechnung des pH-Werts (7:01)
pH-Werte von Pufferlösungen berechnet man mit der Henderson-Hasselbalch-Gleichung:

 

pH = pKs – log(c(Säure)/c(Base))

 

Beispiel 1:1
Liegen schwache Säure und konjugierte Base im Konzentrationsverhältnis 1:1 vor, so kürzen sich die Konzentrationen aus dem Bruch zu 1:

c(Säure)/c(Base)= 1


Der Logarithmus von 1 ist Null:


log (1) = 0

 

Daher sieht für diesen Fall die Henderson-Hasselbalch-Gleichung so aus:

 

pH = pKs

 

Der pH-Wert entspricht also dem pKs-Wert der schwachen Säure.

 

Beispiel 1:10 bis 10:1
Bei allen anderen Konzentrationsverhältnissen zwischen 1:10 und 10:1 setzt man die Konzentrationen einfach in die Henderson-Hasselbalch-Gleichung ein und erhält dadurch pH-Werte, die um den pKs schwanken:

 

pH = pKs +/- 1


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Diskussion

Kommentare   

 
+2 # Henderson-Hasse lbalch-Gleichun gManuel 2014-11-27 13:54
Hallo

Danke für das tolle Video.
Kann es sein, dass die Henderson-Hasse lbalch-Gleichun g falsch ist?
Du schreibst: pH = pKs + log(Säure/Base)
Richtig wäre aber pH = pKs + log(Base/Säure)
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+1 # RE: Henderson-Hasse lbalch-Gleichun gAlex 2014-11-27 17:42
Wo schreibe ich (+)? Müsste (-) heißen und wurde nach kurzem Überfliegen auch überall berücksichtigt - hab ich was übersehen?

Grüße,

alex
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+1 # RE: Pufferlösungen - EinführungChiasma 2014-01-12 23:10
Hallo und vielen Dank für das Video

Ich bin mir aber nicht ganz sicher ob ich richtig verstanden habe. Wenn die konjugate Base quasi die H+ Ionen einer Säure aufnimmt, dann ist doch nur erklärt, warum das Gemisch nicht saurer wird oder?

Wie können Puffer dann verhindern, dass eine zugemischte BASE den pH verändert?

lg
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+1 # RE: Pufferlösungen - EinführungAlex 2014-01-13 06:46
Einfach ausgedrückt: weil die Base, zB. das Hydroxid-Ion, sich ein Proton der schwachen Säure schnappt.

Starke Säuren und Basen verändern also im Resultat die Konzentrationen der Bestandteile des Puffersystems - schwache Säure und konjugierte Base. Damit verändert sich dann nur das Verhältnis dieser beiden Konzentrationen - weder Protonen noch Hydroxid-Ionen wirken "direkt" auf den pH-Wert, sondern durchlaufen erst einmal den Punkt der Wechselwirkung mit den Pufferbestandteilen.

Die Pufferwirkung bleibt erhalten, solange das Verhältnis 1/10 bis 10/1 beträgt. Aber beachten: auch in einer Pufferlösung verändert sich der pH-Wert (+/-1 um den Ausgangs-pH) - nur eben viel, viel geringer als ohne.

Soweit klar?

alex
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0 # RE: Pufferlösungen - EinführungChiasma 2014-01-13 12:05
Vielen Dank für die schnelle Antwort :)

Ich glaube ich habe ein bisschen Probleme mit den Begriffen gerade. Ein schwache Säure bedeutet doch, 1>Ks. Umso schwächer also die Säure, desto stärker die Base.

Dann ist die konjugate Base doch eher stark? Aber das kann eigentlich nicht sein, denn dann würde die kojugate Base ja selbst wieder H+ aus dem Wasser ziehen womit der ph höher wird.

Ich sitz jetzt schon ewig da dran irgendwo denk ich falsch.
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+2 # RE: Pufferlösungen - EinführungAlex 2014-01-13 12:56
Ja, das ist das Problem mit den Faustregeln...

Dieses "stark-schwach" ist immer relativ zu sehen:

Essigsäure ist eine schwächere Säure als H3O+, demzufolge ist die korrespondieren de Base der Essigsäure - das Acetation - stärker basisch als die korrespondieren de Base des Oxoniumions.
Die korr. Base von H3O+ ist aber nicht OH- sondern H2O! Das Acetation ist damit stärker basisch als Wasser, aber nicht so stark wie das Hydroxidion.

Den Begriff "stark" also nicht so interpretieren, dass daraus geschlossen wird, es wäre Hydroxidionen "überlegen".

Jetzt klar?
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+3 # RE: Pufferlösungen - EinführungChiasma 2014-01-13 13:59
AHA. Ich glaube ich hab es.

Stimmt das so ungefähr:

NaOH in CH3COOH (und etwas CH3COO-)und H2O

OH- bindet mit CH3COOH (Na+ ignoriert)
--> CH3COO- / H2O

CH3COO- ziehen H+ aus Lösung aber viel weniger als das OH- es getan hätten.

Ja ich glaube das ist es. VIELEN Dank :D
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+1 # RE: Pufferlösungen - EinführungAlex 2014-01-13 14:12
genau - die Wirkung einer starken Base wird in die Wirkung einer schwächeren Base umgewandelt wenn man so will und damit fällt der Effekt auf den pH-Wert auch bedeutend geringer aus.
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+2 # RE: Pufferlösungen - EinführungAlex 2013-08-07 14:38
@Nonami

nicht ganz, aber ich denke, du meintest das richtige.
Nicht die schwache Säure nimmt das Proton auf, sondern die Base - das ist schließlich das Grundmerkmal einer Base. Wenn die Base protoniert wird, ist das wieder die schwache Säure.
Ein Molekül der Säure XYZ bildet dann also nicht das Oxonium-Ion, welches direkt auf den pH wirkt, sondern ein Molekül schwache Säure. Die wiederum dissoziert nur schwach und die saure Wirkung wird damit abgefedert/ gepuffert.

Soweit klar?

Grüße,

alex
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-2 # RE: Pufferlösungen - EinführungNonami 2013-08-07 12:23
Hallo,
hab ich das richtig verstanden:

In H₂O befinden sich in einem bestimmten Verhältnis eine schwache Säure und ihre konjugierte Base.
Wenn man normalerweise eine Säure XYZ in H2O gibt, dann bilden sich sofort viele H₃O⁺, weil sie ihr Proton ans Wasser abgibt, was den pH-Wert verändert. Weil es jetzt aber eine schwache Säure bereits im Wasser gibt, nimmt diese das abgegebene Proton von der Säure XYZ auf in die Reaktion mit ihrer konjugierten Base, sodass sich gar nicht erst neue H₃O⁺ bilden.

Ist das so richtig??
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+2 # RE: Pufferlösungen - EinführungAlex 2013-03-31 17:37
Hi,

dann steht bei dir sicher Base/ Säure oder?

dann wäre es dasselbe - so wie du es geschrieben hast, wäre die Gleichung falsch.

Grüße,

alex
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-2 # RE: Pufferlösungen - EinführungTimo 2013-03-31 16:11
Im Skript meiner Uni steht, dass die Formel sei: pH=pKs + lg /[Base]
bei dir steht aber pKs - lg ...
wo ist da der Fehler oder ist das nach Umformungen das selbse?

Lg Timo
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