H18. Buffers
1. Eigenschappen van een buffer
De pH van een bufferoplossing verandert weinig bij het toevoegen van een beperkte hoeveelheid
zuur of base of bij het toevoegen van water
Buffers zijn zeer belangrijk → ze worden heel veel gebruikt in laboratoria + in de industrie bij
processen waar men een milieu met constante pH nodig heeft
➔ Voorbeelden:
- Bij experimenten in de analytische chemie waar de pH constant moet blijven → bv.
titreren
- Enzymatische processen
- Meten van reactiesnelheden
- In menselijk bloed, zeewater, rivierwater, …
Er bestaan 2 soorten bufferoplossingen die de pH stabiel te kunnen houden:
1) Een zwak zuur en zijn (geconjugeerde) zwakke base
→ Bv. CH3COOH/CH3COO-
2) Een zwakke base en zijn (geconjugeerd) zwak zuur
→ Bv. NH3/NH4+
➔ Beide buffers steunen op een evenwicht waarbij 1 proton (H+) wordt uitgewisseld
→ Ofwel wordt het proton door de zure component afgestaand (1)
→ Ofwel wordt het door de geconjugeerde base opgenomen (2)
➔ Het gaat over ZWAKKE zuren + ZWAKKE basen want sterke zuren + sterke basen
ioniseren of dissociëren volledig waardoor er geen evenwicht is
→ Zwakke zuren + basen ioniseren of dissociëren niet volledig
➔ De geconjugeerde zwakke base wordt vaak onder de vorm van een zout toegevoegt aan
de oplossing
→ Het is een zout van een zwak zuur + een sterke base
→ Bv. CH3COONa (natriumacetaat) is het zout van CH3COOH en NaOH (sterke base)
---> Dus CH3COOH/CH3COONa is de buffer
---> Is hetzelfde als CH3COOH/CH3COO- want CH3COONa → CH3COO- + Na+
➔ Beide componenten zijn in vrij grote hoeveelheden aanwezig
➔ De concentraties van beide componenten zijn ± even groot
➔ Er is een evenwicht (dubbele pijl) waarbij 1 proton kan uitgewisseld
worden
→ Als er te veel protonen in de oplossing zijn, dan zal de reactie naar
links doorgaan
1) Acetaat (base dus proton acceptor) zal het proton opnemen
2) Ammoniak zal het proton opnemen
→ Als de oplossing te basisch is (te weinig protonen aanwezig), dan zal
de reactie naar rechts verlopen
1) Azijnzuur (zuur dus protondonor) zal het proton afsplitsen
2) Ammonium zal het proton afsplitsen
➔ In beide richtingen kan een kleine hoeveelheid te veel of te weinig zuur
gebufferd worden
, Bij een geconjugeerd systeem (bufferkoppel) is er maar 1 H+ verschil tussen de zure en basische
component
Bij polyfunctionele verbindingen kunnen er meerdere bufferkoppels gevormd worden:
➔ Bv. Fosfaatbuffers:
• = Buffers o.b.v. fosfaatverbindingen
• De mogelijke bufferparen zijn:
➢ H3PO4/H2PO4-
H3PO4 + H2O ↔ H2PO4- + H3O+ ---> pKa = 2,1
➢ H2PO4-/HPO42-
H2PO4- + H2O ↔ HPO42- + H3O+ ---> pKa = 7,2
➢ HPO42-/PO43-
HPO42- + H2O ↔ PO43- + H3O+ ---> pKa = 11,9
➔ Stel je wil een bufferoplossing maken met een pH van ± 2,5, dan kies je voor de 1ste buffer
Stel je wil menselijk bloed (pH = 7,35-7,45) nabootsen, dan kies je voor de 2de buffer
Stel je wil een bufferoplossing met een pH van ± 11,6, dan kies je voor de 3de buffer
→ Dus je kiest een pKa die in de buurt van de pH komt
De formule om de pH van een buffer te berekenen:
➔ Omdat de zure + basische component in dezelfde oplossing zitten is het volume aan elkaar
gelijk waardoor je het kan schrappen en er enkel mol overblijft
➔ Het verdunnen van een bufferoplossing heeft geen invloed op de pH van deze oplossing
want de verhouding van de volumes blijft ongewijzigd
→ Het bufferend vermogen zal wel dalen als je een bufferoplossing verdund, omdat het
aantal deeltjes per volume wel verminderd
2. Het buffergebied
Het buffergebied = het pH gebied rond zijn pKa → binnen dat gebied (pKa – 1 tot pKa + 1) zal een
buffer het beste kunnen bufferen
𝐶𝑏𝑎𝑠𝑒 pH =
⁄𝐶
𝑧𝑢𝑢𝑟
1⁄ pKa – 2
99 Bv. CH3COOH/CH3COO- : pKa = 4,75
𝟏𝟎⁄ pKa – 1 10
𝟗𝟎 ➢ pH = pKa + log 90
𝟓𝟎⁄ pH = pKa + log 10-1
pKa
𝟓𝟎 = Buffergebied pH = pKa – 1 = 4,75 – 1 = 3,75
𝟗𝟎⁄ pKa + 1 90
𝟏𝟎 ➢ pH = pKa + log 10
99⁄ pH = pKa + log 101
1
pKa + 2
pH = pKa + 1 = 4,75 + 1 = 5,75
➔ Een ideale buffer = een buffer waarbij de concentraties gelijk zijn → Het buffergebied is dus: 3,75 – 5,75
aan elkaar (want dan is pH = pKa)
→ Ze kunnen zowel toegevoegde zuren als basen goed bufferen
1. Eigenschappen van een buffer
De pH van een bufferoplossing verandert weinig bij het toevoegen van een beperkte hoeveelheid
zuur of base of bij het toevoegen van water
Buffers zijn zeer belangrijk → ze worden heel veel gebruikt in laboratoria + in de industrie bij
processen waar men een milieu met constante pH nodig heeft
➔ Voorbeelden:
- Bij experimenten in de analytische chemie waar de pH constant moet blijven → bv.
titreren
- Enzymatische processen
- Meten van reactiesnelheden
- In menselijk bloed, zeewater, rivierwater, …
Er bestaan 2 soorten bufferoplossingen die de pH stabiel te kunnen houden:
1) Een zwak zuur en zijn (geconjugeerde) zwakke base
→ Bv. CH3COOH/CH3COO-
2) Een zwakke base en zijn (geconjugeerd) zwak zuur
→ Bv. NH3/NH4+
➔ Beide buffers steunen op een evenwicht waarbij 1 proton (H+) wordt uitgewisseld
→ Ofwel wordt het proton door de zure component afgestaand (1)
→ Ofwel wordt het door de geconjugeerde base opgenomen (2)
➔ Het gaat over ZWAKKE zuren + ZWAKKE basen want sterke zuren + sterke basen
ioniseren of dissociëren volledig waardoor er geen evenwicht is
→ Zwakke zuren + basen ioniseren of dissociëren niet volledig
➔ De geconjugeerde zwakke base wordt vaak onder de vorm van een zout toegevoegt aan
de oplossing
→ Het is een zout van een zwak zuur + een sterke base
→ Bv. CH3COONa (natriumacetaat) is het zout van CH3COOH en NaOH (sterke base)
---> Dus CH3COOH/CH3COONa is de buffer
---> Is hetzelfde als CH3COOH/CH3COO- want CH3COONa → CH3COO- + Na+
➔ Beide componenten zijn in vrij grote hoeveelheden aanwezig
➔ De concentraties van beide componenten zijn ± even groot
➔ Er is een evenwicht (dubbele pijl) waarbij 1 proton kan uitgewisseld
worden
→ Als er te veel protonen in de oplossing zijn, dan zal de reactie naar
links doorgaan
1) Acetaat (base dus proton acceptor) zal het proton opnemen
2) Ammoniak zal het proton opnemen
→ Als de oplossing te basisch is (te weinig protonen aanwezig), dan zal
de reactie naar rechts verlopen
1) Azijnzuur (zuur dus protondonor) zal het proton afsplitsen
2) Ammonium zal het proton afsplitsen
➔ In beide richtingen kan een kleine hoeveelheid te veel of te weinig zuur
gebufferd worden
, Bij een geconjugeerd systeem (bufferkoppel) is er maar 1 H+ verschil tussen de zure en basische
component
Bij polyfunctionele verbindingen kunnen er meerdere bufferkoppels gevormd worden:
➔ Bv. Fosfaatbuffers:
• = Buffers o.b.v. fosfaatverbindingen
• De mogelijke bufferparen zijn:
➢ H3PO4/H2PO4-
H3PO4 + H2O ↔ H2PO4- + H3O+ ---> pKa = 2,1
➢ H2PO4-/HPO42-
H2PO4- + H2O ↔ HPO42- + H3O+ ---> pKa = 7,2
➢ HPO42-/PO43-
HPO42- + H2O ↔ PO43- + H3O+ ---> pKa = 11,9
➔ Stel je wil een bufferoplossing maken met een pH van ± 2,5, dan kies je voor de 1ste buffer
Stel je wil menselijk bloed (pH = 7,35-7,45) nabootsen, dan kies je voor de 2de buffer
Stel je wil een bufferoplossing met een pH van ± 11,6, dan kies je voor de 3de buffer
→ Dus je kiest een pKa die in de buurt van de pH komt
De formule om de pH van een buffer te berekenen:
➔ Omdat de zure + basische component in dezelfde oplossing zitten is het volume aan elkaar
gelijk waardoor je het kan schrappen en er enkel mol overblijft
➔ Het verdunnen van een bufferoplossing heeft geen invloed op de pH van deze oplossing
want de verhouding van de volumes blijft ongewijzigd
→ Het bufferend vermogen zal wel dalen als je een bufferoplossing verdund, omdat het
aantal deeltjes per volume wel verminderd
2. Het buffergebied
Het buffergebied = het pH gebied rond zijn pKa → binnen dat gebied (pKa – 1 tot pKa + 1) zal een
buffer het beste kunnen bufferen
𝐶𝑏𝑎𝑠𝑒 pH =
⁄𝐶
𝑧𝑢𝑢𝑟
1⁄ pKa – 2
99 Bv. CH3COOH/CH3COO- : pKa = 4,75
𝟏𝟎⁄ pKa – 1 10
𝟗𝟎 ➢ pH = pKa + log 90
𝟓𝟎⁄ pH = pKa + log 10-1
pKa
𝟓𝟎 = Buffergebied pH = pKa – 1 = 4,75 – 1 = 3,75
𝟗𝟎⁄ pKa + 1 90
𝟏𝟎 ➢ pH = pKa + log 10
99⁄ pH = pKa + log 101
1
pKa + 2
pH = pKa + 1 = 4,75 + 1 = 5,75
➔ Een ideale buffer = een buffer waarbij de concentraties gelijk zijn → Het buffergebied is dus: 3,75 – 5,75
aan elkaar (want dan is pH = pKa)
→ Ze kunnen zowel toegevoegde zuren als basen goed bufferen
