bufferoplossingen

Bufferoplossingen zijn oplossingen die pH-stabiliteit bieden bij de toevoeging van zuren of basen. Ze bestaan doorgaans uit een zwakke stof en zijn geconjugeerde tegenhanger in oplossing, waardoor de pH weinig verandert wanneer kleine hoeveelheden zuur of base worden toegevoegd.

Er bestaan twee hoofdtypen buffers: op zwakke zuurre base gebaseerde buffers. Een zuurbuffer bestaat uit een zwakke zuren HA en zijn geconjugeerde base A-. Bij toevoeging van een sterk zuur H+ reageert A- met H+ tot HA, waardoor de pH-stijging beperkt blijft. Bij toevoeging van een sterk base OH- reageert HA met OH- tot A- en H2O, waardoor de pH-daling wordt tegengegaan. Een buffer op basis van een zwakke base bestaat uit B en BH+. Bij toevoeging van H+ reageert B met H+ tot BH+, bij toevoeging van OH- reageert BH+ met OH- tot B en H2O. Zo’n buffer houdt zowel zure als basische toevoegingen in toom.

De Henderson-Hasselbalch vergelijking wordt vaak toegepast om de pH te bepalen. Voor een zuurbuffer is pH = pKa + log([A-]/[HA]). Voor een basebuffer geldt bijvoorbeeld pH = pKw - pKb + log([B]/[BH+]) (bij 25 °C pKw ≈ 14).

Buffercapaciteit, de weerstand tegen pH-veranderingen, hangt af van de totale concentratie van de buffercomponenten en van hoe dicht de pH bij de pKa ligt. Een buffer werkt doorgaans het best rond pH ±1 eenheid van zijn pKa en neemt toe met de totale hoeveelheid opgeloste stof.

Toepassingen zijn onder meer in laboratoriumchemie, biologie en geneeskunde (pH-regeling in biologische systemen zoals bloed), voedselindustrie, cosmetica en waterbehandeling. Voorbeelden zijn azijnzuur/acetaat (pKa ≈ 4,76) en ammonium/ammoniakbuffer (pKa ≈ 9,25).