Basiskennis chemie 3/Buffers in de chemie
Waterstof-ionen
De laatste formule in Evenwicht in Formule is goed te gebruiken om de zuurconstante van een zuur uit te rekenen als je de concentraties van de verschillende ionen weet, maar slecht te gebruiken om te berekenen. Daarvoor wordt de formule meestal anders geschreven.
![{\displaystyle {\ce {[H+]}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/2f6781ee107d64f14c7da0bb7d25c3a8e3c4235f)
![{\displaystyle \mathrm {K_{z}\ =\ {\frac {[H+][Z^{-}]}{[HZ]}}} }](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/b5ab1174a5c12a68ecb605b831accc73c5f0e389)
Verg. 1
wordt dan:
![{\displaystyle \mathrm {[H^{+}]\ =\ K_{z}\left({\frac {[HZ]}{[Z^{-}]}}\right)} }](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/35b12228ff4fa3654de3545c3c13d2a497f99e09)
Verg. 2
Bufferformule
Het waarom van de naam, bufferformule, wordt duidelijk in de rekenvoorbeelden hieronder: de concentratie waterstof-ionen kan tegen een stootje en wordt door het mengsel van base met zijn geconjugeerde zuur goed vastgelegd.
Je ziet in deze vergelijking dat de concentratie van de waterstof-ionen bepaald wordt door de Kz en de verhouding van de concentraties van de zure vorm (HZ) van het zwakke zuur en de vorm zonder het waterstof-ion.
De verhouding van HZ en Z-
Een rekenvoorbeeld maakt dit duidelijk:
Voorbeeld 1
Bereken [H+] als [HAc]= 0.25 mol.L-1 en [Ac-] = 0.50 mol.L-1. In BINAS (tabel 49) kun je de Kz van azijnzuur (dat staat genoteerd als ) vinden: 1.8*10-5. Invullen van vergelijking 2 geeft nu:
Voorbeeld 1
Bereken [H+] als [HAc]= 0.25 mol.L-1 en [Ac-] = 0.50 mol.L-1. In BINAS (tabel 49) kun je de Kz van azijnzuur (dat staat genoteerd als ) vinden: 1.8*10-5. Invullen van vergelijking 2 geeft nu:
![{\displaystyle \mathrm {[H^{+}]\ =\ 1.8\,10^{-5}\left({\frac {0.25}{0.50}}\right)\ =\ 0.90\,10^{-5}\ =\ 9.0\,10^{-6}} }](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/3d328503e26273a400f42b82bb2d27aa16e21568)
Verg. 3
Voorbeeld 2
Bereken [H+] als [HAc]= 0.025 mol.L-1 en [Ac-] = 0.050 mol.L-1. Dit komt op hetzelfde neer als: van bovenstaande buffer wordt 100 ml verdund tot één liter. Bereken [H+. Invullen van vergelijking 2 geeft nu:
Bereken [H+] als [HAc]= 0.025 mol.L-1 en [Ac-] = 0.050 mol.L-1. Dit komt op hetzelfde neer als: van bovenstaande buffer wordt 100 ml verdund tot één liter. Bereken [H+. Invullen van vergelijking 2 geeft nu:
![{\displaystyle \mathrm {[H^{+}]\ =\ 1.8\,10^{-5}\left({\frac {0.025}{0.050}}\right)\ =\ 0.90\,10^{-5}\ =\ 9.0\,10^{-6}} }](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/5c325157b5c01937c0c288c6497d9dde84b0a36f)
Verg. 4
Dit rekenvoorbeeld maakt een aspect van het "buffer zijn" duidelijk: de concentratie waterstof-ionen van een buffer verandert niet als je het volume waarin de buffer zit verandert. De concentraties HZ en Z- veranderen op dezelfde manier en hun verhouding blijft gelijk.
Buffer is stabiel bij verdunnen
Buffer stabiel bij toevoegen H+ en OH-
Als aan 1 liter van de buffer uit voorbeeld 1 een kleine hoeveelheid zuur (waterstof-ionen), bijvoorbeeld 0.001 mol, wordt toegevoegd zullen de waterstof-ionen vooral met de acetaat-ionen reageren en azijnzuur vormen. De concentratie azijnzuur wordt iets groter (van 0.250 naar 0.251 mol.L-1, de concentratie acetaat wordt iets lager (van 0.500 naar 0.499 mol.L-1. Invullen in vergelijking 2 geeft nu:
![{\displaystyle \mathrm {[H^{+}]\ =\ 1.8\,10^{-5}\left({\frac {0.251}{0.499}}\right)\ =\ 0.905\,10^{-5}\ =\ 9.05\,10^{-6}} }](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/2e70c5220b4514d840fbc2d5689305e67a54be46)
Verg. 5
Buffer is stabiel bij toevoegen H+ en OH-
Zou je dezelfde hoeveelheid zuur aan 1 liter water toevoegen dan gaat de [H+] van 10-7 mol/L (uit het waterevenwicht) naar 10-3 mol/L. Dat wil zeggen de concentratie wordt 10.000 keer zo groot.
De aanwezigheid van het acetaat/azijnzuurmengsel zorgt ervoor dat de concentratie H+ slechts ongeveer 0,5% stijgt.