Theorie - Universität Tübingen

Kurstag 3
Pufferlösungen, Herstellung eines Essigsäure-Acetat-Puffers
Stichworte zur Vorbereitung
Pufferlösungen, Henderson-Hasselbalch, Pufferkapazität, Pufferoptimum, Herstellen
eines Puffers, physiologische Puffersysteme
Ziel des Versuchstags
Kennen lernen der Pufferwirkung von Lösungen, Herstellen von Puffern mit
vorgegebenem pH-Wert, Bestimmung der Pufferkapazität
Kurstag 3: Pufferlösungen, Herstellung eines Essigsäure-Acetat-Puffers
Theorie
Puffersysteme
Unter einem Puffer versteht man ein wässrige Lösung (enthält in der Regel zwei
Komponenten), die bei Zugabe von H+- bzw. OH--Ionen ihren pH-Wert nicht so stark
wie ungepufferte Substanzen ändert, sondern diese Ionen sozusagen abfängt
(abpuffert), sodass sich der pH-Wert nur geringfügig ändert.
Pufferlösungen sind Lösungen, die eine schwache Säure und ihre korrespondierende
Base (z.B. Essigsäure und Acetat-Ionen) oder eine schwache Base und ihre
korrespondierende Säure enthalten.
Solche Puffersysteme werden in der Chemie und vor allem in der Biochemie häufig
verwendet, um Reaktionen bei einem konstanten pH-Wert ablaufen zu lassen. Auch
in der lebenden Zelle spielen Puffersysteme eine große Rolle. Da die Enzyme in der
Regel nur bei physiologischem pH (z.B. im Blut, in Zellen pH 7,4) optimale
Reaktionsgeschwindigkeit aufweisen und da Substrate und Stoffwechselprodukte
meist sauren oder basischen Charakter besitzen, muss ein lebender Organismus
über ein oder mehrere Puffersysteme verfügen, die den pH konstant halten.
Im Folgenden werden die Eigenschaften eines Puffersystems am Acetat-EssigsäurePuffer erläutert.
Wirkungsweise eines Puffersystems
Die Fähigkeit einer Pufferlösung, den pH-Wert bei Zugabe von H+- bzw. OH--Ionen in
einem gewissen Rahmen konstant zu halten, beruht auf der Tatsache, dass
schwache Säuren in wässriger Lösung nur zu geringen Teilen dissoziieren – also
wenig Protonen erzeugen – und schwache Basen dem Wasser nur wenige Protonen
entziehen – also wenig Hydroxid-Ionen erzeugen.
Gibt man zu einer Pufferlösung Protonen in Form einer starken Säure, so werden
diese zunächst vollständig von der Pufferbase aufgenommen (Reaktion 1). Die dabei
entstandene korrespondierende, schwache Puffersäure dissoziiert (Reaktion 2)
ihrerseits nur zu einem geringen Teil (siehe Theorie Kurstag 2), sodass die
tatsächliche Anzahl der freien Protonen geringer ist als die zugegebene Menge.
Beispiel: Zugabe von HCl zu Acetat/Essigsäure-Puffer
(1) CH3-COO- + HCl → CH3-COOH + Cl(2) CH3-COOH + H2O → CH3-COO- + H3O+
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Entsprechend gilt bei Zugabe einer starken Base: Gibt man zu einer Pufferlösung
Hydroxid-Ionen, so werden diese zunächst vollständig von der Puffersäure
aufgenommen (Reaktion 3). Die dabei entstandene korrespondierende, schwache
Pufferbase reagiert (Reaktion 4) nur zu einem geringen Teil mit Wasser, sodass die
tatsächliche Anzahl der freien OH--Teilchen geringer ist als die zugegebene Menge.
Beispiel: Zugabe von NaOH zu Acetat/Essigsäure-Puffer
(3) CH3-COOH + NaOH → CH3-COO- + H2O + Na+
(4) CH3-COO- + H2O → CH3-COOH + OH-
Will man einen Puffer herstellen, so ergeben sich zwei Möglichkeiten:
1.
kann man die wässrigen Lösungen von Puffersäure und Pufferbase im
gewünschten Verhältnis mischen
2.
kann z.B. die Puffersäure vorgelegt und dann mit einer bestimmten Menge von
NaOH versetzt werden, wobei eine der NaOH äquivalente Menge an Pufferbase
entsteht. (Zur Herstellung eines 0,1M Acetatpuffers von pH 4,7 legt man 0,1M
Essigsäure vor und titriert z.B. mit 1 M NaOH bis zu pH 4,7.)
Soll die Pufferlösung einen bestimmten pH-Wert besitzen, lässt sich das dafür
benötigte Verhältnis von Base zu Säure mit Hilfe der Henderson-HasselbalchGleichung (analog zu Kurstag 2) berechnen.
Titriert man eine schwache Säure mit einer starken Base, so stellt man automatisch
eine Pufferlösung her. Das Verhältnis von Pufferbase zu Pufferbase verändert sich
durch die stete Zugabe von starker Base. Wird die Titration bei einem bestimmten
pH-Wert abgebrochen, hat man eine Pufferlösung mit entsprechendem pH vorliegen.
An der Titrationskurve fällt auf, dass der pH-Wert nur im pH-Bereich um den pKSWert der eingesetzten Säure trotz kontinuierlicher Zugabe von starker Base
annähernd konstant bleibt. Eine reale Pufferwirkung scheint also nur in diesem
Bereich zu bestehen.
Pufferoptimum
Unter Pufferoptimum versteht man den pH-Bereich eines Puffersystems, bei dem
sich der pH-Wert bei Zugabe von OH-- bzw. H+-Ionen am wenigsten verändert.
Dieser pH-Wert liegt am pKS-Wert der Puffersäure, weil dort laut HendersonHasselbalch Pufferbase und Pufferbase in gleichen Mengen vorliegen, das
Verhältnis also 1:1 beträgt:
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CH3COO- 
1
pH = pKS + lg
= pKS + lg = pKS
1
CH3COOHnicht dissoziiert
An diesem Punkt liegen also gleich große Mengen von Pufferbase und –säure vor,
sodass sowohl H+- als auch OH--Teilchen abgefangen werden können.
Entfernt man sich mit dem pH-Wert der Pufferlösung von dem pKS-Wert der
CH3COO- 
Puffersäure, so wird das Verhältnis
CH3COOHnicht dissoziiert
1 .
CH3COO- 
Ist der pH kleiner als der pKS, gilt:
< 1 , da mehr Puffersäure in
CH3COOHnicht dissoziiert
der Lösung vorliegt. Folglich kann der Puffer zwar besser zugegebene OH --Teilchen
abfangen, aber weniger H+.
CH3COO- 
Ist der pH größer als der pKS, gilt:
> 1 , da mehr Pufferbase in
CH3COOHnicht dissoziiert
der Lösung vorliegt. Folglich kann der Puffer besser zugegebene H+-Teilchen
abfangen, aber weniger OH-.
Soll der Puffer effektiv sowohl gegen H+- als auch OH--Teilchen puffern, gilt als
Faustregel, dass sich der pH-Wert der Pufferlösung um nicht mehr als  1 pH-Einheit
vom pKS der Puffersäure unterscheiden sollte.
Pufferkapazität
Unter der Pufferkapazität eines Puffersystems versteht man die Menge an OH -- bzw.
H+-Ionen in mol, die ein Puffersystem mit bestimmten pH-Wert verkraftet, ohne dass
sich der pH-Wert merklich ändert. Da dies nicht ohne weiteres in Zahlen zu fassen
ist, führt man eine so genannte theoretische Pufferkapazität ein:
-
Theoretische Pufferkapazität gegen Säuren entspricht der Stoffmenge an
Base (Acetat-Ionen), die im Puffersystem vorhanden sind.
-
Theoretische Pufferkapazität gegen OH--Ionen entspricht der Stoffmenge an
schwacher Säure (Essigsäure) im Puffersystem.
Beispiel
Vorgegeben sind 100ml 0,1M Essigsäure entsprechend 10mmol Essigsäure.
Neutralisiert man diese 100ml 0,1M Essigsäure zu 10% mit Natronlauge, erhält man
einen Acetatpuffer von pH 3,79. Dieser Puffer enthält noch 90% = 9mmol nicht
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umgesetzte Essigsäure und bereits 10% = 1mmol Acetationen. Die theoretische
Pufferkapazität dieses Acetatpuffers von pH 3,79 gegen H+-Ionen beträgt daher
entsprechend der Menge an Acetationen 1 mmol, gegen OH--Ionen entsprechend
der Menge an Essigsäure 9 mmol.
Neutralisiert man jetzt mit Natronlauge weiter bis zu 50% Neutralisation, so erhält
man einen Acetatpuffer von pH 4,74. Dieser Puffer enthält jetzt je 50% = 5 mmol
Acetationen und nicht umgesetzte Essigsäure. Die theoretische Pufferkapazität
gegen H+-Ionen bzw. OH--Ionen ist daher entsprechend der Molmenge an
Acetationen bzw. Essigsäure 5 mmol.
Neutralisiert man nun mit Natronlauge weiter bis zu 90% Neutralisation, erhält man
einen Acetatpuffer von pH 5,69. Dieser Puffer enthält jetzt 90% = 9mmol und nur
noch 10% = 1 mmol nicht umgesetzte Essigsäure. Die theoretische Pufferkapazität
gegen H+-Ionen ist daher entsprechend der Menge an Acetationen 9 mmol, gegen
OH--Ionen entsprechend der Menge an Essigsäure 1 mmol.
Verdünnung eines Puffers
Wird ein Puffer mit Wasser verdünnt, so ändert sich in erster Näherung die Säureund Basenkonzentration im gleichen Verhältnis. Da nach der HendersonHasselbalch-Gleichung der pH-Wert des Puffersystems von Verhältnis Base zu
Säure abhängt, bleibt der pH-Wert eines Puffers beim Verdünnen mit Wasser in
erster Näherung konstant. Es ändert sich lediglich die Pufferkapazität, so hat z.B. 1
Liter 1M Puffer hat eine höhere Pufferkapazität als 1 Liter 0,1M Puffer.
Geringfügige Änderungen können sich daraus ergeben, dass der Dissoziationsgrad
einer schwachen Säure mit zunehmender Verdünnung zunimmt.
Puffer in biologischen Systemen
Der pH-Wert des Blutplasmas und der Extrazellulärflüssigkeit beträgt 7,4. Dieser pHWert wird unter Normalbedingungen bis auf weniger als ± 0,1 pH genau aufrecht
erhalten
und
zwar
durch
Puffersysteme,
im
Blutplasma
und
der
Extrazellulärflüssigkeit hauptsächlich durch das Hydrogencarbonat, Proteine und
Phosphat, in den Erythrocyten vorwiegend durch das Hämoglobin. Das wichtigste
davon ist das Hydrogencarbonat/Kohlensäure-Puffersystem. Kohlensäure ist eine
zweiprotonige, schwache Säure, die sich durch das Lösen von CO 2 in H2O bildet:
CO2 + H2O
H2CO3
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Sie dissoziiert im ersten Schritt mit Wasser zu Hydrogencarbonat:
H2CO3 + H2O
HCO3- + H3O+
Der pK-Wert für diese Dissoziation liegt – wenn man die gesamte Reaktion vom CO2
zum Hydrogencarbonat berücksichtigt – für 37°C bei 6,1. Daraus errechnet sich für
das Verhältnis von HCO3- zu H2CO3 für einen pH-Wert von 7,4 nach der HendersonHasselbalch-Gleichung ein Wert von 20:1. Das Puffersystem wirkt also bevorzugt
gegen H3O+-Ionen und hat eine schlechte Kapazität gegenüber OH--Ionen.
Die
Besonderheit
des
Bicarbonat-CO2-Puffersystems
liegt
darin,
dass
die
Puffersäure über CO2 mit der Umgebung ausgetauscht werden kann. Fallen im
Stoffwechsel vermehrt H3O+-Ionen an, bewirkt dies eine vermehrte Bildung von CO 2,
dass dann durch verstärkte Atmung an die Umgebung abgegeben wird. Fällt mehr
OH- an, so muss – damit das Verhältnis von Bicarbonat und CO2 konstant bleibt –
mehr CO2 im Blut verbleiben, die Atmung wird also verlangsamt.
Allein durch den Austausch von CO2 mit der Umgebung – also die Atmung – ist die
Konstanz des Blut-pH-Wertes auch bei ständiger Belastung des Puffersystems
gewährleistet. Ein offenes Puffersystem hat also im Vergleich zu einem
geschlossenen Puffersystem eine größere bzw. unendlich große Pufferkapazität.
Merke:
-
Entspricht
der
pH-Wert
eines
Puffersystems
dem
pK-Wert
der
entsprechenden Säure, ist die Pufferkapazität gegen H+- und OH--Ionen gleich
groß. Außerdem befindet man sich hier am Pufferoptimum.
-
Bei der Auswahl eines Puffersystems sollte man sich immer eine schwache
Säure auswählen, deren pK-Wert möglichst nahe am gewünschten pH-Wert
liegt.
-
Ist das Verhältnis von Pufferbase zu Puffersäure
 1, ist die Pufferkapazität
entweder gegen Säure oder Base erhöht.
-
Die theoretische Pufferkapazität kann nie voll ausgeschöpft werden, vgl.
Titrationskurve,
folglich
sollte
die
Pufferkonzentration
der
Belastung
entsprechend ausgewählt werden.
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Vorfragen
1.
Warum ist es nicht möglich, aus einer starken Säure und einer starken Base
ein Puffersystem herzustellen?
2.
Erklären Sie, warum die Pufferkapazität im geschlossenen Puffersystem
begrenzt ist.
3.
Welche physiologischen Puffersysteme kennen Sie? Beschreiben Sie eines
davon genauer.
Übungsaufgaben
1.
In welchem Verhältnis muss man 1M Lösungen von Essigsäure und
Natriumacetat mischen, um einen Puffer von pH 4, 4,7 bzw. 6 zu erhalten?
2.
Mit wie viel Natriumacetat*3 H2O (MG 136) muss man 50ml 0,2M Essigsäure
versetzen, um einen pH-Wert von 5,0 zu erhalten?
Hinweis:
Für die Aufgabe 2 sollen Sie einen Puffer mit vorgegebenen pH-Wert herstellen.
Hier ein Rechenbeispiel für einen Puffer mit pH 5.3.
Frage: Mit wie viel Natriumacetat (MG 82.02 g/mol) muss man 50 ml 0.2 M
Essigsäure versetzen (10 ml 1M Essigsäure werden auf 50 ml aufgefüllt),
Konzentration der Essigsäure also 0.2M), um einen pH-Wert von 5.3 zu erhalten?
(pK= 4.7)
lg [CH3COO-] = 5.3 – 4.7 + log 2
[CH3COO-] = 0.8 mol/l
0.8 mol/l Natriumacetat entspricht 65.6g/l , umgerechnet auf 50 ml 3.2g. Man muss
also zu 10 ml 1M Essigsäure im 50 ml Messzylinder 3.2 g Natriumacetat geben und
auf 50 ml auffüllen, um einen pH-Wert von 5.3 zu erhalten.
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Durchführung
1. Aufgabe
Demonstration der Pufferwirkung eines Acetatpuffers
Man füllt in ein Reagenzglas 10ml Wasser und gibt 2 Tropfen Methylorangelösung
zu. In ein zweites Reagenzglas füllt man 10ml 2M Natriumacetatlösung, 1ml 2M
Essigsäure und ebenfalls zwei Tropfen Methylorangelösung. Beide Lösungen sollten
jetzt die gleiche Farbe haben. Nun gibt man in beide Reagenzgläser tropfenweise 2M
HCl, wobei die Lösung nach jeder Zugabe geschüttelt wird. Was beobachten Sie und
wie erklären Sie die Beobachtungen?
2. Aufgabe
Herstellung
eines
Essigsäure-Acetat-Puffers
mit
vorgegebenem
pH-Wert
(Gruppenversuch)
Jeder Arbeitsgruppe wird vom Assistenten der pH-Wert einer herzustellenden
Pufferlösung angegeben. Liegt dieser über pH 5, geht man von 10ml 1M Essigsäure
aus, liegt er unter pH 5, geht man von 25ml 1M Essigsäure aus.
Die Säuremenge wird in einen 50ml Messzylinder pipettiert. Anschließend berechnet
man nach der Henderson-Hasselbalch-Gleichung die zur Herstellung von 50ml
Pufferlösung benötigte Menge an Natriumacetat (pK = 4,74 , MNaCH3COO: 82.04
g/mol), wiegt diese Menge ab, gibt sie in den Messzylinder, füllt auf 50ml auf, rührt
mit dem Glasstab gut durch und kontrolliert den pH-Wert am pH-Meter. Welcher pHWert wurde tatsächlich erreicht, wie erklären Sie sich Abweichungen?
3.Aufgabe: (Optional, erfordert kräftige Lungen und Durchhaltevermögen!)
Vergleich von geschlossenem und offenem Puffersystem
In einem Weithals-Erlenmeyerkolben stellt man 50 ml einer Lösung her, die 150 mM
Natriumchlorid und 24.5 mM Natriumhydrogencarbonat enthält.
Wieviel Feststoff muss jeweils eingewogen werden? ____g NaCl; ______g NaHCO3
Mit einem pH-Meter wird der pH-Wert der Lösung gemessen. Wie erklären Sie sich
den Wert?
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Danach wird mit einem Glasröhrchen konstant eigene Atemluft eingeblasen. Dabei
ist darauf zu achten, dass nicht zu viel eingeatmet wird und die Atemluft erst nach
halber Ausatmungszeit eingeblasen wird. Aufpassen, dass das Glasröhrchen die
Elektrode nicht berührt. Nach jeder Minute wird der pH-Wert der Lösung gemessen.
Was beobachten Sie. Nach ca. 5-6 Minuten wird der pH-Wert aufgenommen und
dann ohne Begasung unter vorsichtigem Schwenken des Erlenmeyerkolbens 0.1M
Milchsäure (Formel?) zugetropft, bis der pH-Wert der Lösung sich auf ca. 6.5 (ca.
3ml) eingestellt hat.
Anschließend wird erneut 5 Minuten lang mit Atemluft begast und jede Minute der pH
gemessen. Was beobachten Sie?
Vergleichen Sie sie die Pufferkapazität des geschlossenen Systems (direkt nach
Zugabe der Säure mit der des offenen Systems (nach Einblasen!). Was bedeutet das
für den Organismus?
min
pH-Wert
pH-Wert
vor Milchsäure
nach Milchsäure
O min
1 min
2 min
3 min
4 min
5 min
Schaubild anfertigen.
Entsorgung
Die verwendeten Lösungen sind in den verwendeten Mengen nicht umweltbelastend
und können dem Abwasser beigegeben werden.
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