Pufferlösung

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Eine Pufferlösung beziehungsweise ein Puffersystem, kurz Puffer, ist ein Stoffgemisch, dessen pH-Wert (Konzentration der Hydroniumionen) sich bei Zugabe einer Säure oder Lauge wesentlich weniger stark ändert, als dies in einem ungepufferten System der Fall wäre.

Typische Puffersysteme sind Pufferlösungen, Humus in Verbindung mit Grundwasser, oder Blut.

Inhaltsverzeichnis

1 Chemische Grundlagen einer Pufferlösung
2 Arten von Puffersystemen
3 Bedeutung von Puffersystemen
4 Einige Pufferbeispiele
5 Weblinks
6 Siehe auch

[Bearbeiten] Chemische Grundlagen einer Pufferlösung

Eine Pufferlösung fängt im Idealfall die zugegebene Säure oder Base fast komplett ab, sodass sich der pH-Wert wenig ändert.

Solche Lösungen enthalten eine Mischung aus einer schwachen Säure und ihrer konjugierten Base (oder des jeweiligen Salzes). Auch Ampholyte und bifunktionale Moleküle können als Puffer dienen. Der den pH-Wert bestimmende Faktor ist das Verhältnis bzw. das Protolyse-Gleichgewicht des Pufferpaares.

Für das Säure-Base-Gleichgewicht einer schwachen Säure $H A$ gilt:

$K_S = \frac{c(H_3O^+)\cdot c(A^-)}{c(HA)}$

Nach dem Massenwirkungsgesetz stünde im Nenner zusätzlich noch die Konzentration des Wassers. Diese kann jedoch, da sie im Vergleich zu den Ionenkonzentrationen mit 55,6 mol/l sehr groß ist, als konstant angesehen werden und wird definitionsgemäß in die Dissoziationskonstante $K s$ (der Säurekonstante) hineingezogen.

Durch Umformen erhält man:

$c(H_3O^+) = K_S \cdot \frac{c(HA)}{c(A^-)}$

Bildet man hieraus den negativen dekadischen Logarithmus, erhält man:

$-\lg c(H_3O^+) = -\lg {K_S} - \lg \frac{c(HA)}{c(A^-)}$

(Henderson-Hasselbalch-Gleichung / Puffergleichung)

Dies entspricht:

$pH = pK_S - \lg \frac{c(HA)}{c(A^-)}$

Mit dieser Gleichung – sie gilt unter der Näherung, dass die Aktivitäten der Stoffe ihren Konzentrationen in Lösung entsprechen – lässt sich bei bekanntem $p K S$ -Wert für einen bestimmten $p H$ -Wert das Konzentrationsverhältnis an Säure und Base ermitteln. Je höher die Konzentrationen sind, desto geringer wirken sich Zugaben von Säuren oder Basen aus.

Ein Beispiel ist der Ammonium-Puffer aus Ammonium-Ionen und Ammoniak. Der Carbonatpuffer (eine Mischung aus Kohlensäure und Natriumhydrogencarbonat) ist ein Teil des Blutpuffers. Dieser hält den pH-Wert des Blutes zwischen pH 7,35 und 7,45 und gleicht die durch den Stoffwechsel verursachten Schwankungen aus; bei einem pH-Wert unterhalb von 6,8 oder oberhalb 8,0 tritt der Tod (Azidose/Alkalose) ein.

Die Menge an starker Base (oder Säure), die durch eine Pufferlösung ohne wesentliche Änderung des pH-Wertes aufgenommen werden kann, wird durch die Pufferkapazität ausgedrückt.

[Bearbeiten] Arten von Puffersystemen

Betrachtet man ein Puffersystem, so muss zwischen geschlossenen und offenen Puffersystemen unterschieden werden. Bei einem geschlossenen Puffersystem (z.B. Essigsäure/Acetat-Puffer) werden die bei einer chemischen Reaktion entstehenden Protonen (H $+$ ) oder Hydroxyl-Ionen (OH $-$ ) von der Puffersubstanz abgefangen. Sie reagieren zu der entsprechenden konjugierten Säure oder Base des Puffers und verbleiben demnach in der Lösung. Bei einem offenen Puffersystem (z.B. dem Bicarbonat/CO $2$ -Puffersystem in der Lunge) steht das System im Austausch mit der Umgebung. Es ist in der Lage durch Abgabe einer Komponente an die Umgebung den entsprechenden pH-Wert aufrecht zu erhalten, z.B. durch Abatmen von CO $2$ .

[Bearbeiten] Bedeutung von Puffersystemen

Puffersysteme haben eine wichtige Bedeutung in der technischen Chemie wie beispielsweise bei der Galvanisierung, Herstellung von Farbstoffen oder in der Fotografie, genauso wie in der Analytik.

Auch spielen Puffersysteme in der Bodenkunde eine wichtige Rolle; siehe hierzu Pufferbereich (Bodenkunde).

Bedeutung in den Biowissenschaften: Für viele Tiere und nicht zuletzt auch für den menschlichen Organismus sind Puffer unerlässlich. So sind die menschlichen Blutkörperchen und viele Enzyme auf einen konstanten pH-Wert angewiesen. Ohne Puffer würden bereits kleinste Mengen Säure – z. B. Laktat aus dem Energiestoffwechsel – genügen, um den Organismus lahm zu legen, weil diverse Proteine denaturieren und somit unbrauchbar werden würden.