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Ein Puffer ist eine Lösung, die ihren pH-Wert auch bei Zugabe kleinerer Mengen starker Säure ($H^+$) oder starker Base ($OH^-$) nahezu konstant hält. Ein Puffersystem besteht aus einer schwachen Säure und ihrer korrespondierenden Base.
Beispiel: Essigsäure-Acetat-Puffer ($CH_3COOH/CH_3COO^-$). Bei Zugabe von $H^+$ reagiert $CH_3COO^- + H^+ \rightarrow CH_3COOH$, bei Zugabe von $OH^-$ reagiert $CH_3COOH + OH^- \rightarrow CH_3COO^- + H_2O$.
Die Henderson-Hasselbalch-Gleichung
Der pH-Wert eines Puffers wird berechnet mit:
$$pH = pK_s + \log\frac{[Base]}{[Säure]}$$Dabei ist $pK_s = -\log K_s$ der negativ dekadische Logarithmus der Säurekonstante. Solange das Konzentrationsverhältnis zwischen Base und Säure im Bereich 10:1 bis 1:10 bleibt, ist der Puffer wirksam. Bei einem Verhältnis von 1:1 ist $pH = pK_s$, und die Pufferwirkung ist maximal.
Beispiel: Essigsäure-Acetat-Puffer
Berechne den pH-Wert eines Puffers mit $c(CH_3COOH) = 0,20$ mol/L und $c(CH_3COO^-) = 0,50$ mol/L. Für Essigsäure gilt $pK_s = 4,75$.
$$pH = 4,75 + \log\frac{0,50}{0,20} = 4,75 + \log(2,5) = 4,75 + 0,40 = 5,15$$Der Puffer hat einen pH-Wert von 5,15 und ist im leicht sauren Bereich wirksam.
Pufferkapazität
Die Pufferkapazität gibt an, wie viel Säure oder Base zugegeben werden kann, bevor der pH-Wert merklich ändert. Sie hängt von der Gesamtkonzentration des Pufferpaars ab: Je höher die Konzentration, desto größer die Pufferkapazität. Ein Puffer mit $0,5$ mol/L essigsäure und Acetat puffert deutlich mehr als einer mit $0,05$ mol/L, obwohl beide den gleichen pH-Wert haben.
Saure und basische Puffersysteme im Vergleich
| Eigenschaft | Saurer Puffer | Basischer Puffer |
|---|---|---|
| Bestandteile | Schwache Säure + ihr Salz | Schwache Base + ihr Salz |
| Beispiel | $CH_3COOH/CH_3COONa$ | $NH_3/NH_4Cl$ |
| Wirkungsbereich | pH < 7 (nahe $pK_s$ der Säure) | pH > 7 (nahe $pK_s$ der Base) |
| Gegen $H^+$ | Base neutralisiert zugefügtes $H^+$ | Base wird verbraucht |
| Gegen $OH^-$ | Säure neutralisiert zugefügtes $OH^-$ | Schwache Base reagiert |
| Henderson-Hasselbalch | $pH = pK_s + \log\frac{[A^-]}{[HA]}$ | $pH = pK_s + \log\frac{[Base]}{[Säure]}$ |
Herstellung eines Puffers
Um einen Puffer mit einem bestimmten pH-Wert herzustellen, wählt man ein Säure-Base-Paar, dessen $pK_s$ möglichst nahe am gewünschten pH liegt (maximal $\pm 1$ pH-Einheit entfernt). Dann mischt man die Komponenten im richtigen Verhältnis. Für einen Puffer mit $pH = 5,0$ und Essigsäure ($pK_s = 4,75$):
$$5,0 = 4,75 + \log\frac{[Base]}{[Säure]} \implies \log\frac{[Base]}{[Säure]} = 0,25$$$$\frac{[Base]}{[Säure]} = 10^{0,25} \approx 1,78$$
Man braucht also etwa 1,78 mal so viel Acetat wie Essigsäure.
Beispiel: Blutpuffer
Das Blut enthält ein Carbonatpuffer ($HCO_3^-/H_2CO_3$) mit $pK_s = 6,35$. Der normale Blut-pH beträgt 7,4. Die Henderson-Hasselbalch-Gleichung zeigt:
$$7,4 = 6,35 + \log\frac{[HCO_3^-]}{[H_2CO_3]}$$$$\log\frac{[HCO_3^-]}{[H_2CO_3]} = 1,05 \implies \frac{[HCO_3^-]}{[H_2CO_3]} \approx 11,2$$
Das Verhältnis von Hydrogencarbonat zu Kohlensäure liegt bei etwa 11:1. Dieser Puffer wird zusätzlich durch Hämoglobin und die Atmung stabilisiert.
Alltagsrelevanz
Azidose und Alkalose: Wenn der Blut-pH unter 7,35 fällt, spricht man von Azidose (Übersäuerung), bei pH über 7,45 von Alkalose. Beides ist lebensgefährlich. Ursachen für Azidose sind u.a. Diabetes (Ketoazidose) oder Nierenversagen. Der Körper reguliert den pH durch beschleunigte Atmung ($CO_2$ abatmen, basischer Effekt) oder über die Nieren ($HCO_3^-$ ausscheiden bzw. zurückhalten).
Natron gegen Säure: Natriumhydrogencarbonat ($NaHCO_3$) wirkt als Basisches Puffer, wenn es mit einer Säure reagiert: $NaHCO_3 + H^+ \rightarrow Na^+ + H_2O + CO_2\uparrow$. Deshalb wird es gegen Sodbrennen eingesetzt und als Backtriebmittel verwendet. Im Haushalt neutralisiert Natron Essig, Zitronensäure und andere Haushaltssäuren.
Puffer in der Praxis:
- Blut: $\frac{HCO_3^-}{H_2CO_3}$ Puffer hält pH ≈ 7,4
- Tränen, Speichel
- Technik: Galvanik-Bäder, Shampoo-Hersteller nutzen Puffer, um Hautverträglichkeit zu sichern.