4.4 Bufferløsninger

Bufferløsninger

Bufferløsning (buffer) er en løsning som motstår pH-endringer når små mengder syre eller base tilsettes.

Sammensetning

En buffer består av:

1. Svak syre (HA) + konjugert base (A⁻)
2. Svak base (B) + konjugert syre (BH⁺)

Eksempler:

Acetatbuffer:
- CH₃COOH (eddiksyre) + CH₃COO⁻ (acetat)
- Lages ved å blande CH₃COOH + CH₃COONa

Ammoniakkbuffer:
- NH₃ (ammoniakk) + NH₄⁺ (ammonium)
- Lages ved å blande NH₃ + NH₄Cl

Fosfatbuffer:
- H₂PO₄⁻ + HPO₄²⁻
- Lages ved å blande NaH₂PO₄ + Na₂HPO₄

Hvordan virker en buffer?

Prinsipp: Bufferen nøytraliserer tilsatt syre eller base.

Ved tilsetting av H₃O⁺ (syre):
Den konjugerte basen (A⁻) reagerer:
$$\text{A}^- + \text{H}_3\text{O}^+ \to \text{HA} + \text{H}_2\text{O}$$

Ved tilsetting av OH⁻ (base):
Den svake syren (HA) reagerer:
$$\text{HA} + \text{OH}^- \to \text{A}^- + \text{H}_2\text{O}$$

Resultat: pH endres bare litt fordi:
- Bufferkomponentene er i overskudd
- Konsentrasjonsforholdet [A⁻]/[HA] endres lite

Bufferkap asitet vs. vanlig vann

Vann (ikke buffer):
- Tilsett 1 dråpe HCl (0,1 M) til 100 mL vann
- pH endres fra 7,0 til ~3,0 (stor endring!)

Acetatbuffer (pH 4,76):
- Tilsett samme dråpe HCl
- pH endres fra 4,76 til 4,75 (liten endring!)

Henderson-Hasselbalch-likningen

En viktig ligning for å beregne pH i bufferløsninger.

Utledning

For en svak syre HA:

$$\text{HA} \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{A}^-$$

$$K_a = \frac{[\text{H}^+][\text{A}^-]}{[\text{HA}]}$$

Ta logaritmen:

$$\log K_a = \log[\text{H}^+] + \log\frac{[\text{A}^-]}{[\text{HA}]}$$

Multipliser med -1:

$$-\log K_a = -\log[\text{H}^+] - \log\frac{[\text{A}^-]}{[\text{HA}]}$$

$$\text{pKa} = \text{pH} - \log\frac{[\text{A}^-]}{[\text{HA}]}$$

Henderson-Hasselbalch-likningen

$$\boxed{\text{pH} = \text{pKa} + \log\frac{[\text{A}^-]}{[\text{HA}]}}$$

For baser:

$$\boxed{\text{pOH} = \text{pKb} + \log\frac{[\text{BH}^+]}{[\text{B}]}}$$

Spesialtilfeller

Når [A⁻] = [HA]:
$$\text{pH} = \text{pKa} + \log(1) = \text{pKa}$$

Når [A⁻] = 10 × [HA]:
$$\text{pH} = \text{pKa} + \log(10) = \text{pKa} + 1$$

Når [A⁻] = 0,1 × [HA]:
$$\text{pH} = \text{pKa} + \log(0{,}1) = \text{pKa} - 1$$

Buffervirkelig område

Buffer fungerer best når:

$$\boxed{\text{pH} = \text{pKa} \pm 1}$$

Utenfor dette området er bufferkapasiteten liten.

Bufferkapasitet

Bufferkapasitet er et mål på hvor mye syre eller base en buffer kan nøytralisere uten at pH endres vesentlig.

Faktorer som påvirker bufferkapasitet

1. Konsentrasjon av bufferkomponenter

Høyere konsentrasjon → større kapasitet

Eksempel:
- 0,01 M buffer: Liten kapasitet
- 0,10 M buffer: Middels kapasitet
- 1,0 M buffer: Stor kapasitet

2. Forhold [A⁻]/[HA]

Maksimal kapasitet når [A⁻] = [HA] (pH = pKa)

Grafisk:
- Når pH = pKa: Maksimal kapasitet
- Når pH = pKa ± 1: God kapasitet
- Utenfor pKa ± 1: Dårlig kapasitet

Effektivt pH-område

En buffer fungerer effektivt når:

$$\boxed{0{,}1 < \frac{[\text{A}^-]}{[\text{HA}]} < 10}$$

Dette tilsvarer:

$$\boxed{\text{pKa} - 1 < \text{pH} < \text{pKa} + 1}$$

Eksempel:

Acetatbuffer (pKa = 4,74):
- Effektivt pH-område: 3,74 - 5,74
- Maksimal kapasitet ved pH = 4,74

Når buffer "overveldes"

Hvis for mye syre/base tilsettes:
- En bufferkomponent brukes opp
- pH endres dramatisk
- Bufferen "kollapser"

Eksempel:

Buffer: 0,10 M CH₃COOH + 0,10 M CH₃COO⁻ (100 mL)

Tilsett 12 mmol HCl:
- CH₃COO⁻ forbrukes: 10 mmol → 0 mmol
- Bufferen kollapser!
- pH styrtdykker

Fremstilling av bufferløsninger

Det er to hovedmåter å lage buffere på:

Metode 1: Direkte blanding

Bland svak syre + salt av konjugert base

Eller

Bland svak base + salt av konjugert syre

Eksempel: Acetatbuffer (pH 4,76)

Bland:
- 100 mL 0,10 M CH₃COOH
- 100 mL 0,10 M CH₃COONa

Resultat: Buffer med pH = pKa = 4,76

Metode 2: Delvis nøytralisering

Start med svak syre, tilsett litt sterk base

Eller

Start med svak base, tilsett litt sterk syre

Eksempel: Acetatbuffer fra eddiksyre

1. Start: 100 mL 0,20 M CH₃COOH
2. Tilsett: 50 mL 0,20 M NaOH (halvnøytralisering)
3. Reaksjon: CH₃COOH + NaOH → CH₃COO⁻ + H₂O

Resultat:
- 50% CH₃COOH gjenstår
- 50% er blitt til CH₃COO⁻
- pH = pKa = 4,76

Valg av buffersystem

For ønsket pH, velg syre/base med:

$$\boxed{\text{pKa} \approx \text{pH}_{\text{ønsket}}}$$

Eksempler:

Biologiske buffersystemer

Levende organismer bruker buffersystemer for å opprettholde stabilt pH.

Blodets buffersystem (pH 7,35-7,45)

1. Karbonatsystemet (viktigst!)

$$\text{H}_2\text{CO}_3 \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{HCO}_3^-$$

pKa = 6,1

Komponenter:
- H₂CO₃ (karbonsyre)
- HCO₃⁻ (hydrogenkarbonat, bikarbonat)

Regulering:
- Lunger: Kontrollerer CO₂ (og dermed H₂CO₃)
- Nyder: Kontrollerer HCO₃⁻

Kjemisk likevekt:

$$\text{CO}_2(g) + \text{H}_2\text{O}(l) \rightleftharpoons \text{H}_2\text{CO}_3(aq) \rightleftharpoons \text{H}^+(aq) + \text{HCO}_3^-(aq)$$

Ved tilsetting av H⁺:
HCO₃⁻ + H⁺ → H₂CO₃ → CO₂ + H₂O

CO₂ pustes ut!

Ved tilsetting av OH⁻:
H₂CO₃ + OH⁻ → HCO₃⁻ + H₂O

2. Fosfatsystemet

$$\text{H}_2\text{PO}_4^- \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{HPO}_4^{2-}$$

pKa = 7,21

Viktig i intracellulært miljø og urin.

3. Proteiner

Proteiner har både sure (-COOH) og basiske (-NH₂) grupper.

Fungerer som buffer i blod og celler.

Eksempel: Hemoglobin i røde blodceller

Cellekultur

I laboratoriet brukes ofte HEPES eller PBS (fosfatbufret saltvann):

HEPES:
- pKa = 7,5
- Brukes til cellekultur ved pH 7,2-7,6

PBS (Phosphate-Buffered Saline):
- Fosfatbuffer + NaCl
- pH 7,4
- Isotonisk med celler

Plantebuffere

Planter bruker:
- Citrat/sitrat: pKa = 6,4
- Fosfat: pKa = 7,2

Viktig for fotosyntese og metabolisme.