Buffer- oplossingen
Een buffer-oplossing is een oplossing waarvan de pH niet merkbaar verandert
wanneer er water of kleine hoeveelheden zuur of base aan worden toegevoegd.
Als voorbeeld nemen we de buffer die ontstaat als we 0,1 mol natriumacetaat
toevoegen aan een liter 0,1 mol ∙l–1 azijnzuur-oplossing.
Een oplossing van CH3COOH in water reageert zuur :
CH3COOH + H2O CH3COO– + H3O+
Wanneer we aan deze oplossing een kleine hoeveelheid H 3O+-ionen toevoegen,
reageren deze met de aanwezige CH3COO–-ionen . Het evenwicht verschuift dan
naar links.
Voegen we OH–-ionen toe, dan zullen deze met CH3COOH-moleculen reageren:
CH3COOH + OH– CH3COO– + H2O
De [CH3COOH] wordt dan iets kleiner en de [CH3COO–] iets groter.
»»» In beide gevallen wordt de toegevoegde hoeveelheid H 3O+ of OH– door de
verschuiving van de evenwichtsligging weggenomen. De [H 3O+] van de
oplossing (en dus de pH) verandert niet.
Hierboven hebben we een bufferoplossing gemaakt door CH 3COOH en CH3COO –
bijeen te voegen. In het algemeen kan men een buffer-oplossing maken door een
zwak zuur en zijn geconjugeerde base in niet te lage concentratie in oplossing te
brengen. Praktisch betekent dat het maken van een oplossing van een zwak zuur en
een zout afgeleid van dat zwakke zuur.
Voorbeelden van buffermengsels zijn:
- H2CO3/HCO3- (komt voor in bloed)
- HF/F–
- H2PO4–/HPO42–
- NH4+/NH3
, De belangrijkste eigenschap die ons van buffers interesseert is de pH. De pH vaneen
bufferoplossing is gemakkelijk te berekenen uit de evenwichtsvoorwaarde:
We zien dat de pH van een buffermengsel van twee dingen afhangt:
- van de zuurconstante Kz van het zuur
- van de molverhouding van zuur en geconjugeerde base.
Voorbeeld
Bereken de pH van een oplossing die per 750 ml 0,10 mol CH 3COOH en tevens 0,2
mol CH3COONa bevat.
Uitwerking:
Omdat de absolute hoeveelheden van zuur en base gegeven zijn kunnen we deze
invullen in de bufferformule:
Een buffer-oplossing is een oplossing waarvan de pH niet merkbaar verandert
wanneer er water of kleine hoeveelheden zuur of base aan worden toegevoegd.
Als voorbeeld nemen we de buffer die ontstaat als we 0,1 mol natriumacetaat
toevoegen aan een liter 0,1 mol ∙l–1 azijnzuur-oplossing.
Een oplossing van CH3COOH in water reageert zuur :
CH3COOH + H2O CH3COO– + H3O+
Wanneer we aan deze oplossing een kleine hoeveelheid H 3O+-ionen toevoegen,
reageren deze met de aanwezige CH3COO–-ionen . Het evenwicht verschuift dan
naar links.
Voegen we OH–-ionen toe, dan zullen deze met CH3COOH-moleculen reageren:
CH3COOH + OH– CH3COO– + H2O
De [CH3COOH] wordt dan iets kleiner en de [CH3COO–] iets groter.
»»» In beide gevallen wordt de toegevoegde hoeveelheid H 3O+ of OH– door de
verschuiving van de evenwichtsligging weggenomen. De [H 3O+] van de
oplossing (en dus de pH) verandert niet.
Hierboven hebben we een bufferoplossing gemaakt door CH 3COOH en CH3COO –
bijeen te voegen. In het algemeen kan men een buffer-oplossing maken door een
zwak zuur en zijn geconjugeerde base in niet te lage concentratie in oplossing te
brengen. Praktisch betekent dat het maken van een oplossing van een zwak zuur en
een zout afgeleid van dat zwakke zuur.
Voorbeelden van buffermengsels zijn:
- H2CO3/HCO3- (komt voor in bloed)
- HF/F–
- H2PO4–/HPO42–
- NH4+/NH3
, De belangrijkste eigenschap die ons van buffers interesseert is de pH. De pH vaneen
bufferoplossing is gemakkelijk te berekenen uit de evenwichtsvoorwaarde:
We zien dat de pH van een buffermengsel van twee dingen afhangt:
- van de zuurconstante Kz van het zuur
- van de molverhouding van zuur en geconjugeerde base.
Voorbeeld
Bereken de pH van een oplossing die per 750 ml 0,10 mol CH 3COOH en tevens 0,2
mol CH3COONa bevat.
Uitwerking:
Omdat de absolute hoeveelheden van zuur en base gegeven zijn kunnen we deze
invullen in de bufferformule:
