Buffer, Bufferoplossing
In een oplossing van een zwak zuur in water geldt altijd: [H3O+] = [A-] (die twee verschijnen in gelijke hoeveelheden uit HAc).
Maar let op! Dat is niet het geval in een bufferoplossing waar namelijk Ac- in overmaat aanwezig is.
In een buffer geldt: [H3O+] ≠ [A-]. Een bufferoplossing bevat namelijk het zwakke zuur + een zout van dat zwakke zuur.
Voeg je dan een beetje sterk zuur toe (dus wat extra hydronium- of oxonium-ion H3O+ ) aan dat buffermengsel, dan wordt meteen dat extra toegevoegde zuur geneutraliseerd door de groete hoeveelheid aanwezige zwakke base van de buffer (het ruim aanwezige Ac-).
De volgende reactie vindt dan plaats:
Ac-(van de buffer) + H3O+(van het toegevoegde sterke zuur)
HAc + H2O
NB: [Ac-] neemt dan ietsje af en [HAc] neemt ietsje toe.
Voeg je een beetje sterke base to (bijvoorbeeld OH-) aan een buffermengsel, zal die extra base meteen geneutraliseerd worden door het ruim aanwezige zwakke zuur HA van die buffer.
De volgende reactie vindt plaats:
HAc(van de buffer) + OH-(van de toegevoegde sterke base) Ac- + H2O
NB: [Ac-] neemt een klein beetje toe en [HAc] wordt ietsje minder.
Een 'buffer' van goede kwaliteit zal altijd ongeveer gelijke hoeveelheden bevatten van het (zwakke) zuur en van de (zwakke geconjugeerde) base.
Als de pH van het bloed (7,3) verandert, zelfs al is het maar een klein beetje, kan dat onmiddellijk dodelijk zijn. De mens accepteert noch overleeft een echt andere pH-waarde. Toch moet het bloed zorgen voor het transport van zuren en basen zoals kooldioxide, melkzuur, aminozuren, fosfaten en andere. Deze mogen dus de pH van het bloed niet beïnvloeden.
Hoe zorg je daarvoor? Welk mechanisme heeft het bloed om die schommelingen te voorkomen?
Natuurlijk beschikt het bloed daartoe over verschillende buffermengsels.
De bufferoplossingen functioneren altijd op zodanige manier dat de buffer zwakke zuren en basen bevat.
samenvattend:
Buffermengsel
Een tamelijk geconcentreerd mengsel van een zwak zuur met de geconjugeerde base
In een oplossing van een zwak zuur geldt altijd:
[H3O+] = [Z-] (die twee ontstaan in gelijke mate uit HZ).
In een buffermengsel echter is veel extra Z- toegevoegd, zodat in een buffermengsel die twee concentraties niet meer gelijk zijn.
In een oplossing van een zwak zuur in water geldt altijd: [H3O+] = [A-] (die twee verschijnen in gelijke hoeveelheden uit HAc).
Maar let op! Dat is niet het geval in een bufferoplossing waar namelijk Ac- in overmaat aanwezig is.
In een buffer geldt: [H3O+] ≠ [A-]. Een bufferoplossing bevat namelijk het zwakke zuur + een zout van dat zwakke zuur.
Voeg je dan een beetje sterk zuur toe (dus wat extra hydronium- of oxonium-ion H3O+ ) aan dat buffermengsel, dan wordt meteen dat extra toegevoegde zuur geneutraliseerd door de groete hoeveelheid aanwezige zwakke base van de buffer (het ruim aanwezige Ac-).
De volgende reactie vindt dan plaats:
Ac-(van de buffer) + H3O+(van het toegevoegde sterke zuur)
HAc + H2O
NB: [Ac-] neemt dan ietsje af en [HAc] neemt ietsje toe.
Voeg je een beetje sterke base to (bijvoorbeeld OH-) aan een buffermengsel, zal die extra base meteen geneutraliseerd worden door het ruim aanwezige zwakke zuur HA van die buffer.
De volgende reactie vindt plaats:
HAc(van de buffer) + OH-(van de toegevoegde sterke base)
Ac- + H2O
NB: [Ac-] neemt een klein beetje toe en [HAc] wordt ietsje minder.
twee mogelijke definities van de buffer:
|
Een 'buffer' van goede kwaliteit zal altijd ongeveer gelijke hoeveelheden bevatten van het (zwakke) zuur en van de (zwakke geconjugeerde) base.
Als de pH van het bloed (7,3) verandert, zelfs al is het maar een klein beetje, kan dat onmiddellijk dodelijk zijn. De mens accepteert noch overleeft een echt andere pH-waarde. Toch moet het bloed zorgen voor het transport van zuren en basen zoals kooldioxide, melkzuur, aminozuren, fosfaten en andere. Deze mogen dus de pH van het bloed niet beïnvloeden.
Hoe zorg je daarvoor? Welk mechanisme heeft het bloed om die schommelingen te voorkomen?
Natuurlijk beschikt het bloed daartoe over verschillende buffermengsels.
- de groepen -NH2 (amino, BASE) en -COOH (carboxylgroep, ZUUR)
- groepen die zich bevinden in eiwitten, bloedproteïnen
- de ionen carbonaat en bicarbonaat
- diverse fosfaten
De bufferoplossingen functioneren altijd op zodanige manier dat de buffer zwakke zuren en basen bevat.
- Je hebt 500 ml oplossing van 25 graden Celcius van 0,1M NaAc (natriumacetaat). Toevoeging van 2 ml 2M HCl verlaagt meteen de pH van 8,87 naar 3,68
- Diezelfde toevoeging aan 500 ml buffermengsel van 0,1M HAc en 0,1M NaAc verlaagt de pH slechts van 4,74 naar 4,68
- Voeg je aan datzelfde buffermengsel niet zuur, maar 2 ml 2M NaOH toe, dan stijgt de pH slechts een heel klein beetje.
samenvattend:
Buffermengsel
Een tamelijk geconcentreerd mengsel van een zwak zuur met de geconjugeerde base
In een oplossing van een zwak zuur geldt altijd:
[H3O+] = [Z-] (die twee ontstaan in gelijke mate uit HZ).
In een buffermengsel echter is veel extra Z- toegevoegd, zodat in een buffermengsel die twee concentraties niet meer gelijk zijn.