6.6 Pufferlösungen (Seite 142 - 143)

a. Wirkungsweise einer Pufferlösung

• Versuche:

a.
	ΔpH = 5
	ΔpH = 0,1
b.
	ΔpH = 5
	ΔpH = 0,1

In reinem Wasser zeigt die Zugabe einer starken Säure oder einer starken Base eine sehr große Wirkung (ΔpH ist groß).
In einem Gemisch gleicher Stoffmengen aus einer schwachen Säure und seiner korrespondierenden Base zeigt die Zugabe einer starken Säure oder einer starken Base eine sehr geringe Wirkung (ΔpH ist klein).

Qualitative Erklärung:
• in reinem Wasser bleiben alle hinzugefügten H₃O⁺-Ionen der starken Säure oder OH⁻-Ionen der starken Base erhalten:
    ⇒ c(H₃O⁺) oder c(OH⁻) werden viel größer; der pH-Wert ändert stark
• in einem S/B-Paar-Gemisch liegt folgendes Gleichgewicht vor:

HA

+

H2O

⇌

H3O+

+

A−

  oder am Beispiel von CH₃COOH/CH₃COONa:

CH3COOH

+

H2O

⇌

H3O+

+

CH3COO−

Achtung:

Im CH3COOH/CH3COO−-Puffer sind CH3COOH und CH3COO− in gleichen (oder fast gleichen) Stoffmengen vorhanden

Zugabe von H3O+:	• Gleichgewicht wird nach links verschoben   • der größte Teil der zugefügten H3O+-Ionen reagiert mit CH3COO−:   CH3COO− + H3O+ → CH3COOH + H2O   ⇒ ΔpH ist klein, denn es bleiben nur wenige H3O+-Ionen übrig
Zugabe von OH−:	• Gleichgewicht wird nach rechts verschoben  • der größte Teil der zugefügten OH−-Ionen reagiert mit CH3COOH:   CH3COOH + OH− → CH3COO− + H2O   ⇒ ΔpH ist klein, denn es bleiben nur wenige OH−-Ionen übrig

Das Säure/Base-Paar CH₃COOH/CH₃COO⁻ federt die Zugabe von H₃O⁺-Ionen oder OH⁻-Ionen ab, in Lösung bildet CH₃COOH/CH₃COO⁻ einen Puffer.

Puffersysteme sind Lösungen schwacher Säuren und ihrer korrespondierenden Basen. Pufferlösungen ändern ihren pH-Wert bei Zugabe von Oxonium- oder Hydroxid-Ionen nur wenig.

b. Berechnung des pH-Wertes eines Puffers

pH = pKS + log(	c(A−)   c(HA)	)     Henderson-Hasselbalch-Gleichung. Der pH-Wert einer Pufferlösung
entspricht ungefähr dem pKS-Wert der schwachen Säure des Puffersystems (pH ≈ pKS)

c. Herstellung eines Puffers

(i) Durch Vermischen von Lösungen welche gleiche Stoffmengen einer schwachen Säure und der korrespondierenden Base enthalten.
Beispiel:
100 mL HCOOH 0,05 M werden in einem 250 mL Messkolben gegeben welcher 50 mL HCOONa 0,1 M enthält.
Anschliessend wird mit destilliertem Wasser bis zur Eichmarke aufgefüllt.















(ii) Durch Zugabe einer starken Säure zu einer schwachen Base oder durch Zugabe einer starken Base zu einer schwachen Säure.
Beispiel:
Zu 250 mL Ameisensäure 0,04 M werden 5 mL Natronlauge 1 M gegeben.

d. Stärke eines Puffers

(i) Pufferbereich

Durch Zugabe einer starken Säure oder einer starken Base wird das Verhältnis

c(A−)   c(HA)

verändert.

Als Faustformel gilt, dass wenn das Verhältnis Base zu Säure 10 überschreitet oder unter 1/10 fällt, ist der Puffer verbraucht:

Falls

c(A−)   c(HA)

> 10 oder

c(A−)   c(HA)

< 0,1 dann ist der Puffer praktisch wirkungslos:

für c(A−) = 10 · c(HA) erhält man

c(A−)   c(HA)

= 10

und pH = pKS + log(10) = pKS + 1

für c(HA) = 10 · c(A−) erhält man

c(A−)   c(HA)

=

1   10

und pH = pKS + log(0,1) = pKS − 1

Zu große Zugaben einer starken Säure oder einer starken Base zerstören den Puffer.
Im Bereich pK_S − 1 bis pK_S + 1 ist der Puffer am wirksamsten!

(ii) Pufferkapazität
Die Pufferkapazität entspricht der Stoffmenge an Säure beziehungsweise Base die ein Puffer aufnehmen kann, bevor sich der pH-Wert wesentlich verändert. Die Pufferkapazität hängt daher von den Stoffmengen des korrespondierenden Säure-Base-Paares ab, aus welchem der Puffer besteht.

e. Bedeutung von Puffersystemen

Puffersysteme werden überall dort eingesetzt, wo große pH-Schwankungen vermieden werden müssen:

-	Vor dem Benutzen eines pH-Meters sollte man das Messgerät kalibrieren, sonst werden die Messungen immer ungenauer. Für das Kalibrieren benötigt man Lösungen mit unveränderlichen pH-Werten, man benutzt deshalb zum Beispiel Pufferlösungen von pH=4 und pH=7.
-	In biologischen Umgebungen sind Puffer unerlässlich da enzymatische Reaktionen nur bei bestimmten pH-Werten optimal ablaufen.
-	Das Blut wird durch mehrere Puffer stabilisiert, zwei Beispiele sind der H2CO3/HCO3−- und der H2PO4−/HPO42--Puffer. Die Puffer verhindern ein Übersäuern des Blutes (Azidose).
-	Die Versauerung eines Erdbodens kann man durch die Pufferbildung aus CaCO3 und Ca(HCO3)2 verhindert werden (HCO3−/CO32--Puffer).

f. Aufgaben       
1. In 250 mL Lösung sind je 0,25 mol Ammoniak und Ammoniumnitrat gelöst.
a. Berechne den pH-Wert der Lösung.





b. Wie ändert der pH-Wert der Lösung nach Zugabe von 9 mL Salzsäure 1 M?












c. Wie ändert der pH-Wert der Lösung nach Zugabe von 360 mg Natriumhydroxid?















d. Warum ändert der pH-Wert jeweils nur geringfügig?




2. Eine Lösung (2,50 L) enthält 23,616 g Natriumphosphat und 22,152 g Natriumhydrogenphosphat.  
a. Berechne den pH-Wert der Lösung.





b. Wie ändert der pH-Wert der Lösung nach Zugabe von 240 mg Natronlauge.?















c. Wie ändert der pH-Wert der Lösung nach Zugabe von 6 ml 2,5M Salzsäure.?