Buffer (scheikunde): verschil tussen versies

Bufferoplossingen bestaan steeds uit een zuur/basekoppel; ofwel een [[zuur (scheikunde)|zuur]] en het [[zouten|zout]] van zijn [[geconjugeerde base]], ofwel een base en het zout van zijn [[geconjugeerd zuur]]. Beide zijn steeds zwakke zuren of basen, ze zullen dus onvolledig reageren. De [[reactievergelijking]] tussen het zuur en de base kan worden gegeven als:<br />

* De hoeveelheid geconjugeerde base die in de oplossing gebracht is, is nog steeds als zodanig aanwezig. De concentratie [A^{– −}] kan hier direct uit worden berekend.

* Formeel kan gesteld worden dat voor een buffer waarvoor een pH berekend wordt die lager is dan 7, blijkbaar de hoeveelheid HA kleiner moet zijn (een deel is gesplitst om de H⁺ te leveren), en de hoeveelheid A^{– −} net zoveel groter, in de praktijk gaat dit om dusdanig kleine hoeveelheden dat het effect verwaarloosbaar is<ref>Een buffer met pH=4, waarvan de concentratie [HA] en [A^{– −}] rond 0.01 mol.l^{– 1−1} liggen zal een ongeveer 1% kleinere HA- en dito grotere A^{– −}-concentratie hebben. Dit levert nauwelijks een andere pH op.</ref>

De werking van een bufferoplossing steunt op het [[principe van Le Chatelier]]-Van 't Hoff, nl.namelijk een verstoring van de evenwichtsreactie zal steeds worden tegengewerkt, door een tijdelijke verschuiving in de reactie. Toegevoegde zuren ([[Hydroxonium|H₃O⁺]]) of basen ([[Hydroxide|OH⁻]]) zullen dus worden geneutraliseerd.

* Bij toevoeging van een '''zuur''': Het toegevoegde zuur protolyseert in water en vormt H₃O⁺-ionen. Deze verhoging van de hoeveelheid H₃O⁺ zal dus worden tegengewerkt. Hierbij verschuift de eerste reactie([[Buffer_Buffer (scheikunde)#Reacties|↑]]) naar links. De hoeveelheid H₃O⁺-ionen vermindert dus weer. In de tweede reactie([[Buffer_Buffer (scheikunde)#Reacties|↑]]) zal de toegevoegde H₃O⁺ samen met de OH⁻ reageren (<math>\mathrm{OH^- + H_3O^+ \rightarrow 2H_2O}</math>), deze OH^–− zal dus gedeeltelijk uit de oplossing verdwijnen. Deze daling van het aantal OH^–−-ionen zal ook weer worden tegengewerkt; het evenwicht van de tweede reactie zal naar rechts verschuiven. Besluit: de toegevoegde H₃O⁺ is geneutraliseerd en de pH zal constant blijven.

* Bij toevoeging van een '''base''': De toegevoegde base vormt in water extra OH⁻-ionen. Deze toegevoegde OH^–− zal in de eerste reactie samen met de H₃O⁺ wegreageren (<math>\mathrm{H_3O^+ + OH^-\rightarrow 2H_2O}</math>), de H₃O⁺ zal dus gedeeltelijk uit de oplossing verdwijnen. Deze vermindering zal worden opgevangen door het verschuiven van het eerste evenwicht naar rechts. H₃O⁺-ionen worden dus bijgevormd. De verhoging van het aantal OH^–−-ionen zal in de tweede reactie worden tegengewerkt door het verschuiven van het evenwicht naar links. Besluit: de toegevoegde OH^–− is geneutraliseerd en de pH zal constant blijven.

We kunnen ook gebruikmaken van de formule die bij [[#pH|pH]] genoemd wordt. Als we aannemen dat alle toegevoegde zuur<ref>Voor base geldt in principe hetzelfde, alleen de plus en mintekens komen net op de andere plaats terecht</ref>, stel ''x'', reageert met het aanwezige A^{– −} dan zal de hoeveelheid daarvan dus afnemen met ''x'', maar de hoeveelheid HA zal toenemen:

Zolang ''x'' niet meer dan ongeveer 4% van [A^{– −}] en [HA] bedraagt zal de uitkomst van deze som niet veel veranderen. Het belang van de [[#Buffercapaciteit|Buffercapaciteit]] wordt hiermee wel onderstreept: bij een te lage buffercapaciteit zal wel verandering van de pH optreden onder invloed van zuur of base.

Het omgekeerde gebeurt als een base wordt toegevoegd, de OH^–− reageert met het zwakke zuur:

:bijvoorbeeld: driewaardige fosfaatbuffer: PO₄^3–3−, HPO₄^2–2−, H₂PO₄^–− en H₃PO₄;

:fosfaatbuffer vormt zo 3 bufferparen PO₄^3–3−/HPO₄^2–2−, HPO₄^2–2−/H₂PO₄^–− en H₂PO₄^–−/H₃PO₄

:bijvoorbeeld HPO₄^2–2−/H₂PO₄^–− rond pH 7,21

* H₂CO₃/HCO₃^–−: vervoer van meeste CO₂, de rode bloedcel is nodig om CO₂ enzymatisch om te zetten in HCO₃^–−

* H₂PO₄^–−/HPO₄^2–2−: bestanddeel botmineraal en [[biomolecuul|biomoleculen]]