Bufferløsning

En bufferløsning er en vannløsning som består av en svak syre og dens korresponderende base eller en svak base og dens korresponderende syre i et (som oftest) relativt likt stoffmengdeforhold. Bufferløsningen har som funksjon at pH av løsningen endres lite når moderate mengder av en syre eller en base tilsettes. Bufferløsninger brukes som en måte å holde pH på en nær konstant verdi i en rekke kjemiske sammenhenger.

Artikkelen inngår i serien om Syrer og baser
Bufferløsning Dissosiasjonskonstant pH Protonaffinitet Surhetsfunksjon Syre–base-ekstraksjon Syre–base-reaksjon Syrekonstant Vannets egenprotolyse
Syretyper
Brønsted · Lewis · Mineral · Organisk · Sterk · Supersyre · Svak
Basetyper
Brønsted · Ikke-nukleofil · Lewis · Organisk · Sterk · Superbase · Svak

Teori

I en enkel bufferløsning har man kjemisk likevekt mellom en svak syre, HA, og dens korresponderende base, A^-.

HA + H₂O ${\displaystyle \rightleftharpoons }$ H₃O⁺ + A⁻

Når hydrogenioner tilsettes løsningen, forskyves likevekten mot venstre, etter Le Chatelier's prinsipp, ettersom det er hydrogienioner på høyre side av likevektslikningen. Når hydroksidioner tilsettes, forskyves likevekten mot høyre ettersom hydrogenionene går bort i reaksjonen H⁺ + OH^- → H₂O. Altså blir noe av en tilsatt reagent «brukt opp» ved at likevekten forskyves og løsningens pH-verdi endres mindre enn den ville ha gjort dersom løsningen ikke var en buffer.

Syrekonstanten for en svak syre, HA, er definert som

${\displaystyle K\mathrm {_{a}={\frac {[H^{+}][A^{-}]}{[HA]}}} }$

Tillaging av en bufferløsning

Metode 1: Løse to stoffer i vann

Ønsker man en buffer med pH<7, løser man en svak syre og et lettløselig salt av denne syren i vann. Ønsker man en buffer med pH>7, løser man en svak base og et lettløselig salt av denne basen i vann.

I begge tilfeller får man en løsning med en sur komponent og en basisk komponent som utgjør et syre-base-par. Løsningen blir dermed en buffer, så lenge forholdet mellom konsentrasjonene av de to komponentene er mellom 0,1 og 10.

Metode 2: Svak syre + sterk base eller svak base + sterk syre

Dette kan man se på som en syre-basetitrering. I halvtitrerpunktet er konsentrasjonen av den sure komponenten lik konsentrasjonen av den basiske komponenten. Blandingen fungerer som en buffer rundt halvtitrerpunktet. (Den delen av titrerkurven som er tilnærmet flat før man nærmer seg ekvivalenspunktet).

OBS: læreboken "Kjemien stemmer 2" oppgir i den første utgaven en tredje metode: å bruke et salt med et amfotært ion. En slik løsning er IKKE en buffer.

Bufferlikningen (Henderson-Hasselbalch equation)

Fra syrekonstantlikningen, kan man lede ut den negative logaritmen til konsentrasjonen av H₃O⁺. Likningen man får da kalles bufferlikningen. Med den kan man regne ut pH i en bufferløsning laget med metode 1 og 3 (se ovenfor).

${\displaystyle {\text{pH}}={\text{p}}K_{\text{a}}+{\text{log}}_{10}{\frac {[{\text{base}}]}{[{\text{syre}}]}}}$

Der [base] er startkonsentrasjonen av base, og [syre] er startkonsentrasjonen av syre.

Bufferlikningen kan ikke brukes til å regne ut pH i en buffer laget av ett salt. Der blir pH regnet ut på vanlig måte for en saltløsning.

Bufferområdet

Bufferområdet kan forklares som det området der bufferen er aktiv, og kan motstå syre- og basetilsetninger. man kan definere bufferområdet som det området der pH i bufferen er lik:

${\displaystyle {\text{pH}}={\text{p}}K_{\text{a}}\pm 1}$

Vi kan bruke bufferlikningen til å beregne når logaritmen av basekonsentrasjonen/syrekonsentrasjonen er lik 1/-1 og dermed vite hvilket syre-/baseforhold som får pH utenfor bufferområdet. Bufferkapasiteten er også størst når konsentrasjonen av syren og basen er like store.

Denne artikkelen er en spire. Du kan hjelpe Wikipedia ved å utvide den.