Teil 2. Puffersysteme. Puffersysteme. Puffersysteme. MTA-Schule

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1 Puffersysteme Säure-Basen-Haushalt Teil 2 MTA-Schule Lösungen, die die Fähigkeit besitzen, ihren -Wert trotz Zugabe von H + oder OH Ionen weitgehend konstant zu halten, nennt man Pufferlösungen. Puffersysteme: sind Gemische einer schwachen Säure und einem ihrer Salze (=konjugierte Base) => korrespondierendes Säure-Base-Paar. Beispiel: Essigsäure und ihr Natriumsalz (Na-Acetat) (CH 3 COOH) (CH 3 COONa) Puffersysteme Puffersysteme Löst man beide Substanzen in Wasser: CH 3 COOH H + + CH 3 COO - CH 3 COONa Na + + CH 3 COO - Natriumacetat dissoziiert sehr viel stärker als die Essigsäure (schwache Säure pk ~ 5). Die Dissoziation der Essigsäure wird durch die Anwesenheit ihres Salzes (Na-Acetat) weiter unterdrückt. -> Massenwirkungsgesetz Denn nach dem Gleichgewicht [CH 3 COO - ] [H + ] [CH 3 COOH] = K s Zunahme des Acetat (CH 3 COO - ), Bildung der Essigsäure und folglich Abnahme der [H + ]. (denn K s muss konstant bleiben!) Zugabe von Na-Acetat => [H + ] =>.

2 Puffersysteme H + -Wert einer Pufferlösung Der -Wert einer solchen Pufferlösung kann mit der sog. Henderson-Hasselbalch-Gleichung ermittelt werden: CH 3 COOH H + + CH 3 COO - + Na + CH 3 COONa [konjug.base] [H + ] [Gesamtsäure] = K [Gesamtsäure] ; s [H + ] = K s [konjug. Base]! -Wert einer Pufferlösung Die Der -Wert einer solchen Pufferlösung kann mit der sog. Henderson-Hasselbalch-Gleichung ermittelt werden: [konjug.base] [H + ] [Gesamtsäure] = K [Gesamtsäure] a ; [H + ] = K a [konjug. Base] = pk s + log [Base] neg. dekad. Logarithmus => HHG. = pk s + log [Base]

3 -Wert einer Pufferlösung Die Henderson-Hasselbalch-Gleichung erlaubt u.a.: die Berechnung des -Wertes einer Pufferlösung bei bekanntem pk s und bekanntem Säure/Basen-Verhältnis. -Wert von Pufferlösungen Rechenbeispiele: bei bekanntem pk s, kann ein Puffer mit definiertem -Wert über die Berechnung des Mischungsverhältnis von Säure und Base hergestellt werden. ist der pk s -Wert einer Puffersubstanz unbekannt, so kann man ihn dadurch bestimmen, daß man die Konzentrationen der Base (des Salzes) und der Säure gleich groß wählt. [Base]= 1 log = 0 1 ; = pk s + 0 ; = pk s -Wert von Pufferlösungen Rechenbeispiele:

4 pk s 4,75 Bicarbonat-Puffer : Phosphat-Puffer: Bicarbonat-Puffer : 20:1 Phosphat-Puffer: Bicarbonat-Puffer : 20:1 Phosphat-Puffer:

5 Die = pk s + log [Base] Für alle Säure-Basen Paare gilt: Bicarbonat-Puffer : 20:1 Phosphat-Puffer: 4:1 der -Wert einer Pufferlösung hängt nicht von den absoluten Konzentrationen der Base bzw. der Säure, sondern nur von ihrem Verhältnis zueinander ab. Pufferkapazität Titrationsazidität Der -Wert einer Pufferlösung wird bestimmt durch den pk s -Wert [Base] der beteiligten Säure und dem Verhältnis von in der Lösung.? Leistungsfähigkeit des Puffersystems? Titrierbare Acidität = Aktuelle Acidität + Potentielle Acidität (Gesamtacidität) Die Pufferkapazität hängt von 2 Dingen ab: direkt meßbar (z.b. -Meter) durch Titration bestimmbar von der Gesamtkonzentration des Puffersystems. Je größer die Gesamtkonz., desto höher die Pufferkapazität. von der Nähe des -Wertes der Lösung zum pk s des Puffersystems. Die Pufferkapazität ist am größten, wenn = pk s ist. durch die Titration werden auch die gebundenen (gepufferten) H + freigesetzt:

6 Potentiometrische -Messung Titrationskurve einer schwachen Säure mit einer starken Base. Titrationskurve einer schwachen Säure mit einer starken Base. Titrationskurve einer schwachen Säure mit einer starken Base. : Essigsäure vollständig dissoziiert. Umkehrpunkt: 50 % der Essigsäure dissoziiert; die anderen 50 % undissoziiert Umkehrpunkt = pk s. Bei zunehmender Menge an NaOH nähert sich die Titrationskurve asymptotisch dem der 0,1 n NaOH an. pk s +1 pk s pk s -1 Pufferbereich

7 Titrationskurve einer schwachen Säure mit einer starken Base. : Essigsäure vollständig dissoziiert. Bei zunehmender Menge an NaOH nähert sich die Titrationskurve asymptotisch dem der 0,1 n NaOH an. 0,1 n NaOH = 14 (-log[oh - ]) = 14 (-(-1)) =

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