In einer Pufferlösung ändert sich der pH-Wert bei Zugabe einer Säure oder Base wesentlich weniger stark, als dies in einer ungepufferten Lösung der Fall wäre. Im Idealfall geht man davon aus, dass die zugegebene Säure oder Base komplett von der Pufferlösung abgefangen wird und sich der pH-Wert nicht ändert.

Solche Lösungen enthalten eine Mischung aus einer schwachen Säure und ihrer korrespondierenden Base (oder des jeweiligen Salzes). Auch Ampholyte und bifunktionale Moleküle können als Puffer dienen. Der pH-Wert bestimmende Faktor ist das Verhältnis bzw. das Protolyse-Gleichgewicht des Pufferpaares.

Für das Säure-Base-Gleichgewicht einer schwachen Säure $HA$ gilt:

$K\_S\; =\; \backslash frac\{c(H\_3O^+)\backslash cdot\; c(A^-)\}\{c(HA)\}$

Nach dem Massenwirkungsgesetz stünde im Nenner zusätzlich noch die Konzentration des Wassers. Diese kann jedoch als konstant angesehen werden und wird definitionsgemäß in die Dissoziationskonstante $K\_s$ hineingezogen.

Durch Umformen erhält man:

$c(H\_3O^+)\; =\; K\_S\; \backslash cdot\; \backslash frac\{c(HA)\}\{c(A^-)\}$

Bildet man hieraus den negativen dekadischen Logarithmus, erhält man:

$-\backslash lg\; c(H\_3O^+)\; =\; -\backslash lg\; \{K\_S\}\; -\; \backslash lg\; \backslash frac\{c(HA)\}\{c(A^-)\}$        (Henderson-Hasselbalch-Gleichung / Puffergleichung)

Dies entspricht:

$pH\; =\; pK\_S\; +\; \backslash lg\; \backslash frac\{c(A^-)\}\{c(HA)\}$

Mit dieser Gleichung – sie gilt unter der Näherung, dass die Aktivitäten der Stoffe ihren Konzentrationen in Lösung entsprechen – lässt sich bei bekanntem $pK\_S$-Wert für einen bestimmten $pH$-Wert das Konzentrationsverhältnis an Säure und Base ermitteln. Je höher die Konzentrationen sind, desto geringer wirken sich Zugaben von Säuren oder Basen aus.

Ein Beispiel ist der Ammonium-Puffer, der aus Ammonium-Ionen und Ammoniak besteht. Der Carbonatpuffer (eine Mischung aus Kohlensäure und Natriumhydrogencarbonat) ist ein Teil des Blutpuffers. Dieser hält den pH-Wert des Blutes zwischen pH 7,35 und 7,45 und gleicht die durch den Stoffwechsel verursachten Schwankungen aus.

Die Menge an starker Base (oder Säure), die durch eine Pufferlösung ohne wesentliche Änderung des pH-Wertes aufgenommen werden kann, wird durch die Pufferkapazität ausgedrückt. Als Faustregel kann man sagen, dass ein Puffer eine pH-Schwankung von plus-minus 1 abfangen kann, bevor sich der pH-Wert drastisch bei der Zugabe kleinerer Säure/Base-Mengen verändert. Um ein Puffersystem zu zerstören, muss lediglich die Konzentration der Säure/Base, die Konzentration des Puffers übersteigen.

Bedeutung

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Puffersysteme haben eine wichtige Bedeutung in der technischen Chemie wie beispielsweise bei der Galvanisierung, Herstellung von Farbstoffen oder in der Fotografie, genauso wie in der Analytik. Auch werden sie in der Bodenkunde benutzt. Siehe auch: Pufferbereich (Bodenkunde)
Bedeutung in den Biowissenschaften: Für viele Tiere und nicht zuletzt auch für den menschlichen Organismus sind Puffer unerlässlich. So sind die menschlichen Blutkörperchen und viele Enzyme auf einen Konstanten pH-Wert angewiesen. Ohne Puffer, würden bereits kleinste Mengen Säure z.B. Laktat genügen, um den Organismus lahm zu legen, indem Proteine (z.B. rote Blutkörperchen oder Enzyme) denaturiert und unbrauchbar gemacht würden.

Einige Pufferbeispiele

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• Kohlensäure-Carbonat-Pufferbereich (pH 6,2 bis 8,6; neutral)
• Kohlensäure-Silikat-Pufferbereich (pH 5,0 bis 6,2; schwach sauer)
• Aluminium-Pufferbereich (pH 3,0 bis 4,2; stark sauer)
• Eisen-Pufferbereich (pH < 3,0; extrem sauer)
• Essigsäure/Acetat-Puffer (pH 3,7 bis 5,7)
• Phosphatpuffer KH₂PO₄ + Na₂HPO₄ (pH 5,4 bis 7,8)
• Ammoniakpuffer NH₃ + H₂O + NH₄Cl (pH 8,2 bis 10,2)
• Eichlösung für pH-Messgeräte

Siehe auch

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• Dissoziation (Chemie)

Chemie

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