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Säuren und Basen
Allgemeine Geschäftsbedingungen
pH Säure-Base-Reaktion Säure-Base-Titration Säurekonstante Puffer Wasserhaushalt Hammett-Säure-Funktion
Säuren
stark · Schwach · Lewis-Säure · Anorganische Säure · Organische Säure · super sauer · Oxosäure · Halogensauerstoffsäure
Basen
stark · Schwach · Lewis-Basis · Bio-Basis
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EIN Puffer oder ein Säureregulator ist in der Chemie ein wässriges Lösung von zwei Stoffe wer ist in einer bestimmten Balance befindet und eine bestimmte pH (= Säure). Biene Verdünnung, Hinzufügen von a Acid oder ein Base dieser pH-Wert wird nahezu konstant bleiben. Die Störung des Gleichgewichts und des Säuregehalts wird somit „gepuffert“.

Pufferlösungen bestehen immer aus einem Säure/Base-Paar; entweder ein Acid und der Salz- seine konjugieren base, oder eine Base und das Salz ihrer korrespondierende Säure. Beides sind immer schwache Säuren oder Basen, daher reagieren sie unvollständig. Das Reaktionsgleichung zwischen der Säure und der Base kann angegeben werden als:

${displaystyle mathrm {HZ_{(aq)}ightleftarrows Z_{(aq)}^{-} H_{(aq)}^{ }} }$

Inwieweit diese Reaktion abläuft, ergibt sich aus dem K_z-Wert oder Säurekonstante:

${displaystyle mathrm {K_{z}={frac {[H^{ }][Z^{-}]}{[HZ]}}} }$

Bemerkungen

Die auftretenden Reaktionen der Säure bzw. Base in Wasser sind:

1.${displaystyle mathrm {HZ H_{2}Oightleftarrows Z^{-} H_{3}O^{ }} }$

2.${displaystyle mathrm {Z^{-} H_{2}Oightleftarrows HZ OH^{-}} }$

Auch zwischen der Anzahl der Hydroxid- und Hydroxoniumionen im Wasser besteht ein kontinuierliches Gleichgewicht:

${displaystyle mathrm {2H_{2}Oightleftarrows H_{3}O^{ } OH^{-}} }$

pH

Der pH-Wert einer Puffermischung lässt sich mit dem Gleichung von Henderson-Hasselbalch:

${displaystyle mathrm {pH=pK_{a} ^{10}log{frac {[A^{-}]}{[HA]}}} }$

diese Gleichung wird auch wie folgt geschrieben:

${displaystyle mathrm {pH=pK_{a}-^{10}log {frac {[HA]}{[A^{-}]}}} }$

Berechnung

Um den pH-Wert eines Puffers mit den obigen Formeln zu berechnen, werden folgende Annahmen getroffen:

• Die in die Lösung eingebrachte Säuremenge liegt noch als Säure vor. Daraus kann direkt die Konzentration [HA] berechnet werden.
• Die in die Lösung eingebrachte Menge an konjugierter Base ist noch als solche vorhanden. Die Konzentration [A⁻] kann direkt daraus berechnet werden.
• Tragen Sie die entsprechenden Konzentrationen in die obigen Formeln ein, in Kombination mit dem pK_ein, liefert den pH-Wert der gesuchten Puffer.
• Formal kann man sagen, dass für einen Puffer, für den ein pH-Wert von weniger als 7 berechnet wird, anscheinend die Menge an HA kleiner sein muss (ein Teil wird geteilt, um den H zu liefern) und die Menge von A⁻ ebenso viel größer, in der Praxis handelt es sich um so kleine Mengen, dass der Effekt vernachlässigbar ist^[1]

Pufferwirkung

global

Die Wirkung einer Pufferlösung beruht auf der Prinzip von Le Chatelier-Van 't Hoff, nämlich einer Störung der Gleichgewichtsreaktion wird immer durch eine vorübergehende Verschiebung der Reaktion entgegengewirkt. Zugesetzte Säuren (huh₃Ö) oder Basen (OH⁻) wird somit neutralisiert.

• Beim Hinzufügen von a Acid: Die zugesetzte Säure protolysiert in Wasser zu H₃Ö-Ionen. Diese Erhöhung der H .-Menge₃Ö wird daher widersprochen. Dies verschiebt die erste Reaktion (↑) Nach links. Die Menge an H₃ÖIonen nimmt wieder ab. im zweiten Kommentar (↑) das hinzugefügte H. wird₃Ö zusammen mit dem OH⁻ reagieren (${displaystyle mathrm {OH^{-} H_{3}O^{ }ightarrow 2H_{2}O} }$), dieses OH⁻ wird daher teilweise aus der Lösung verschwinden. Diese Abnahme der Zahl der OH⁻-Ionen werden auch wieder bekämpft; das Gleichgewicht der zweiten Reaktion verschiebt sich nach rechts. Fazit: das hinzugefügte H₃Ö neutralisiert und der pH-Wert bleibt konstant.
• Beim Hinzufügen von a Base: Die zugesetzte Base bildet zusätzliches OH in Wasser⁻-Ionen. Dies fügte OH . hinzu⁻ wird in der ersten Reaktion zusammen mit dem H₃Ö reagieren weg (${displaystyle mathrm {H_{3}O^{ } OH^{-}ightarrow 2H_{2}O} }$), das H₃Ö wird daher teilweise aus der Lösung verschwinden. Dieser Reduktion wird Rechnung getragen, indem das erste Gleichgewicht nach rechts verschoben wird. huh₃ÖDadurch werden zusätzlich Ionen gebildet. Die Zunahme der Zahl der OH⁻Ionen werden in der zweiten Reaktion durch Verschiebung des Gleichgewichts nach links entgegengesetzt. Fazit: das zugesetzte OH⁻ neutralisiert und der pH-Wert bleibt konstant.

etwas ordentlicher

Wir können auch die mitgelieferte Formel verwenden pH wird genannt. Wenn wir annehmen, dass alle hinzugefügte Säure^[2], einstellen X, reagiert mit dem Präsens A aanwezige⁻ dann verringert sich seine Menge um X, aber die Menge an HA wird steigen:

${displaystyle mathrm {pH} _{mathrm {new} }=mathrm {pK} _{a} ^{10}log {frac {[mathrm {A} ^{-}]-x}{[mathrm {HA} ] X}}}$

So lange X nicht mehr als etwa 4% von [A⁻] und [HA] werden am Ergebnis dieser Summe nicht viel ändern. Die Bedeutung der Pufferkapazität unterstrichen: Bei zu geringer Pufferkapazität ändert sich der pH-Wert unter Einwirkung von Säure oder Base.

Illustration

Wir nehmen das Pufferpaar ${displaystyle mathrm {CH_{3}COONa/CH_{3}COOH:,} }$

Das Natriumacetat (Salz) dissoziiert vollständig in Wasser

${displaystyle mathrm {CH_{3}COONa_{(s)} o CH_{3}COO_{(aq)}^{-} Na_{(aq)}^{ }} }$

Bei Zugabe einer Säure reagiert das Proton mit der konjugierten Base im Puffer:

${displaystyle mathrm {CH_{3}COO_{(aq)}^{-} H_{3}O^{ } oder CH_{3}COOH_{(aq)} H_{2}O} }$

Das Umgekehrte passiert, wenn eine Base hinzugefügt wird, die OH⁻ reagiert mit der schwachen Säure:

${displaystyle mathrm {CH_{3}COOH_{(aq)} OH^{-} oder CH_{3}COO_{(aq)}^{-} H_{2}O} }$

Beispiele für Puffer

• Zitronensäure/ZitratPuffer (C₆huh₈Ö₇) (etwa pH 3-5)
• Phosphatpuffer (pH 6,2 - 8,2)
• Essigsäure/Acetatpuffer (pH-Wert 3,7 - 5,7)
• Kohlensäure/KarbonatPuffer (pH 6,2 - 8,6)
• Ammoniumpuffer NH₃ huh₂O NH₄Cl (pH 8,2-10,2)
• Borsäure/Boratpuffer (H₃BO₃) (etwa pH 9-11)

Mehrwertpuffer

Es gibt auch Stoffe, die verschiedene Protonen aufnehmen oder abgeben können; Sie werden Mehrwertpuffer erwähnt:

zum Beispiel: dreiwertiger Phosphatpuffer: PO₄³⁻, HPO₄²⁻, huh₂Bestellung₄⁻ und H₃Bestellung₄;

Phosphatpuffer bildet somit 3 Pufferpaare PO₄³⁻/HPO₄²⁻, HPO₄²⁻/H₂Bestellung₄⁻ und H₂Bestellung₄⁻/H₃Bestellung₄

Je nach Säuregehalt übt ein anderes Pufferpaar die Pufferwirkung aus.

zum Beispiel HPO₄²⁻/H₂Bestellung₄⁻ um pH 7,21

Pufferkapazität

sehen Pufferkapazität für den Hauptartikel zu diesem Thema.

Die Pufferkapazität ist definiert als die Menge an starker Säure oder Base, die zu 1 Liter Puffer zugegeben werden muss, um den pH-Wert der Puffermischung um eine Einheit zu ändern. Die Pufferkapazität sagt also etwas darüber aus, wie „gut“ ein Puffer funktioniert. Je größer die Pufferkapazität, desto besser die Pufferung PH Wert kann bei Zugabe von stabil bleiben Acid oder Base.

Benutzen

Biochemie und Klinische Chemie

Pufferlösungen sorgen für einen konstanten pH-Wert in physiologisch, biochemisch Prozesse: viele Enzyme arbeiten nur bei einem bestimmten pH-Wert. Zum Beispiel der Puffer aus Kohlendioxid und einem Karbonatsalz im Blut für einen pH-Wert zwischen 7,35 und 7,45.

Blutpuffer:

• huh₂CO₃/HCO₃⁻: Transport des meisten CO₂, die roten Blutkörperchen werden benötigt, um CO . zu produzieren₂ enzymatisch zu HCO . umwandeln₃⁻
• huh₂Bestellung₄⁻/HPO₄²⁻: Bestandteil Knochenmineral und Biomoleküle
• Albumin: Transportprotein und kümmert sich um die osmotischer Wert
• Hämoglobin: befindet sich in den roten Blutkörperchen

Analytische Chemie

In dem analytische Chemie Puffer werden unter anderem verwendet für:

• Kalibrierung von pH-Metern
• Stabilisierung des pH-Wertes in komplexometrische Titrationen

Siehe auch

• pH