Ein Puffer ist eine Mischlösung einer schwache Säure mit einer entsprechenden schwachen Base, vorausgesetzt $3\;\lt\; pK_a\;\lt\;11$
Beispiel: $NH_4^+/NH_3$ (im Harn) $H_2O+CO_2/HCO_3^-$ (im Blut)
Das triviale Gleichgewicht: $HB$ $+$ $B$ $\rightleftarrows$ $B$ $+$ $HB$ ändert nicht die anfänglichen Konzentrationen und die Reaktionen beider Spezies $ HB $ und $ B $ mit Wasser liefern nur niedrige und vergleichbare Mengen von $ B $ durch $ HB $, also können wir sagen: $c_{HB}$ $\approx$ $[HB]$ $c_{B}$ $\approx$ $[B]$, also: $[H_3O^+]$ $=$ $K_a\frac{[HB]}{[B]}$ $\approx$ (später schreiben wir = ) $K_a\frac{c_{HB}}{c_B}$
$pH$ von dem Puffer: $pH$ $=$ $pK_a$ $+$ $log\frac{c_B}{c_{HB}}$
Wenn $n_{HB}$ und $n_{B}$ die urprünglichen Molzahlen sind : $pH$ $=$ $pK_a$ $+$ $log\frac{c_B}{c_{HB}}$ = $pK_a$ $+$ $log\frac{\frac{n_B}{V}}{\frac{n_{HB}}{V}}$
$pH$ von dem Puffer: $pH$ $=$ $pK_a$ $+$ $log\frac{n_B}{n_{HB}}$
Beispiel 1: $1\;mol$ $CH_3COOH$ und $1\;mol$ $CH_3COONa$ werden miteinander verdünnt, um $ 1 L $ Pufferlösung zu erzeugen: $pH$ $=$ $pK_a$ $+$ $log\frac{n_B}{n_{HB}}$ = $4,75$ $+$ $log\frac{1}{1}$ = $4,75$
Beispiel 2: $100\; mL$ $CH_3COOH$ $0,1\; M$ werden vermischt mit $50,; mL$ $CH_3COONa$ $0,4\; M$ Um ein Puffer zu bilden: $c_{CH_3COOH}$ $=$ $\frac{0,1\cdot 0,1}{0,15}$ $c_{CH_3COO^-}$ $=$ $\frac{0,05\cdot 0,4}{0,15}$ $pH$ $=$ $pK_a$ $+$ $log\frac{c_{CH_3COO^-}}{c_{CH_3COOH}}$ = $5,05$
Verdünnen eines Puffers ändert nicht die Anzahl der Mole Säure oder die Anzahl der Mole Base, also: $pH$ $=$ $pK_a$ $+$ $log\frac{n_B}{n_{HB}}$
Die Verdünnung beeinflusst den pH-Wert eines Puffers nicht
Betrachten Sie zum Beispiel
(1) $900\;mL$ Puffer mit $ 0,1 \; mol $ Essigsäure und $ 0,1 \; mol $ Ethanoat, der $ pH $ ist 4,75
(2) $900\; mL$ pures Wasser, der $pH$ ist 7
Gebe $100\; mL$ Salzsäure mit $0,01\;mol$ purem $HCl$ hinzu:
- Indem wir zu (1) addieren, erhalten wir $ 0,11 \; mol $ Essigsäure, es bleibt noch $0,09\; mol$ Ethanoat übrig, der $ pH $ wird 4,66 sein.
Der $ pH $ wurde von $ 4,75 auf $ 4,66 reduziert d.h. um 0,09
- Durch Hinzufügen zu (2) gibt es immer noch $ 0,01 \; mol $ $ HCl $ in $ 1 \; L $ der Lösung, der $ pH $ wird 2 sein.
Der $ pH $ sank um $ 7-2 = $ 5
Gebe $100\; mL$ Natriumhydroxid mit $0,01 \;mol$ $NaOH$ hinzu: - Durch Hinzufügen zu (1) bleiben $ 0,09 \; mol$ von Essigsäure übrig und wir erhalten $0,11 mol $ Ethanoat, der $ pH $ wird 4.84 sein Der $ pH $ erhöhte sich von $4,84$ auf $4,75$ = 0,09 - Durch Hinzufügen zu (2), erhalten wir $0,01\; mol$ $NaOH$ in $1 \;L$ Lösung, der $pH$ ist dann 12 Der $pH$-Wert stieg um $ 12-7$ = 5
Die obigen Beispiele zeigen:
Ein Puffer puffert (= amortisiert) $ pH $- Variationen