4.4 Bufferløsninger

Bufferløysingar

Bufferløysing (buffer) er ei løysing som motstår pH-endringar når små mengder syre eller base blir tilsett.

Samansetning

Ein buffer består av:

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

Eksempel:

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

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

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

Korleis verkar ein buffer?

Prinsipp: Bufferen nøytraliserer tilsett syre eller base.

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

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

Resultat: pH endrar seg berre litt fordi:
- Bufferkomponentane er i overskot
- Konsentrasjonsforholdet [A⁻]/[HA] endrar seg lite

Bufferkapasitet vs. vanleg vatn

Vatn (ikkje buffer):
- Tilset 1 drope HCl (0,1 M) til 100 mL vatn
- pH endrar seg frå 7,0 til ~3,0 (stor endring!)

Acetatbuffer (pH 4,76):
- Tilset same dropen HCl
- pH endrar seg frå 4,76 til 4,75 (lita endring!)

Henderson-Hasselbalch-likninga

Ei viktig likning for å rekne ut pH i bufferløysingar.

Utleiing

For ei 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-likninga

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

For basar:

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

Spesialtilfelle

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]:
$$\text{pH} = \text{pKa} + \log(0{,}1) = \text{pKa} - 1$$

Bufferverknad-område

Buffer fungerer best når:

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

Utanfor dette området er bufferkapasiteten liten.

Bufferkapasitet

Bufferkapasitet er eit mål på kor mykje syre eller base ein buffer kan nøytralisere utan at pH endrar seg vesentleg.

Faktorar som påverkar bufferkapasitet

1. Konsentrasjon av bufferkomponentar

Høgare konsentrasjon → større kapasitet

Eksempel:
- 0,01 M buffer: Lita 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
- Utanfor pKa ± 1: Dårleg kapasitet

Effektivt pH-område

Ein buffer fungerer effektivt når:

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

Dette svarar til:

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

Eksempel:

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

Når buffer "blir overvelda"

Viss for mykje syre/base blir tilsett:
- Ein bufferkomponent blir brukt opp
- pH endrar seg dramatisk
- Bufferen "kollapsar"

Eksempel:

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

Tilset 12 mmol HCl:
- CH₃COO⁻ blir forbrukt: 10 mmol → 0 mmol
- Bufferen kollapsar!
- pH stupar

Framstilling av bufferløysingar

Det er to hovudmåtar å lage bufferar 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, tilset litt sterk base

Eller

Start med svak base, tilset litt sterk syre

Eksempel: Acetatbuffer frå eddiksyre

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

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

Val av buffersystem

For ønskt pH, vel syre/base med:

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

Eksempel:

Biologiske buffersystem

Levande organismar bruker buffersystem for å halde oppe stabil pH.

Buffersystemet i blodet (pH 7,35-7,45)

1. Karbonatsystemet (viktigast!)

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

pKa = 6,1

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

Regulering:
- Lunger: Kontrollerer CO₂ (og dermed H₂CO₃)
- Nyrer: 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 tilsetjing av H⁺:
HCO₃⁻ + H⁺ → H₂CO₃ → CO₂ + H₂O

CO₂ blir pusta ut!

Ved tilsetjing 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. Protein

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

Fungerer som buffer i blod og celler.

Eksempel: Hemoglobin i raude blodceller

Cellekultur

I laboratoriet blir ofte HEPES eller PBS (fosfatbufra saltvatn) brukt:

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

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

Plantebufferar

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

Viktig for fotosyntese og metabolisme.