Hoe bereken je de pH van een bufferoplossing?

Een bufferoplossing is een systeem dat bestaat uit een zwak zuur en zijn geconjugeerde base (of andersom). Het belangrijkste doel is het tegengaan van schommelingen in de pH.

Hoe werkt een buffer?

• Als er zuur (H₃O⁺) bij de buffer komt, reageert de geconjugeerde base in de buffer ermee.
• Als er base (OH⁻) bij de buffer komt, reageert het zwakke zuur in de buffer ermee.
• In beide gevallen worden de toegevoegde H₃O⁺ of OH⁻ geneutraliseerd, waardoor de pH stabiel blijft.

De pH van een bufferoplossing berekenen en aanpassen: De pH van een bufferoplossing kan worden berekend met de Henderson-Hasselbalch vergelijking, die de relatie legt tussen de pH, de $pK_z$ van het zwakke zuur en de verhouding van de concentraties van de geconjugeerde base en het zwakke zuur.

$pH = pK_z + \log \left( \frac{[Base]}{[Zuur]} \right)$

Hierin is:

• $pH$: de zuurgraad van de bufferoplossing.
• $pK_z$: de negatieve logaritme van de zuurconstante ($K_z$) van het zwakke zuur. De $K_z$-waarde kun je vinden in tabellen zoals Binas tabel 49.
• $[Base]$: de concentratie van de geconjugeerde base.
• $[Zuur]$: de concentratie van het zwakke zuur.

Specifieke situaties:

1. Ideale verhouding (1:1): Als de concentratie van het zwakke zuur en de geconjugeerde base gelijk is ([Base] / [Zuur] = 1), dan geldt: $pH = pK_z + \log(1)$ $pH = pK_z + 0$ $pH = pK_z$ Dit is het punt waarop de buffer het meest effectief is.

2. pH aanpassen: Je kunt de pH van een buffer aanpassen door de molverhouding tussen het zuur en de geconjugeerde base te variëren.

   • Als de verhouding [Base] / [Zuur] = 1:10 is, daalt de pH met 1 eenheid ten opzichte van de $pK_z$.
   • Als de verhouding [Base] / [Zuur] = 10:1 is, stijgt de pH met 1 eenheid ten opzichte van de $pK_z$. Je kunt de gewenste molverhouding berekenen met de $K_z$-waarde (uit Binas tabel 49) en de gewenste H₃O⁺-concentratie (afgeleid van de gewenste pH).

Voorbeeld: Stel je hebt een bufferoplossing gemaakt van azijnzuur ($CH_3COOH$) en natriumacetaat ($CH_3COONa$). De $pK_z$ van azijnzuur is $4,76$. Als je gelijke molaire hoeveelheden azijnzuur en natriumacetaat hebt, dan is de verhouding [Base]/[Zuur] = 1. $pH = 4,76 + \log(1) = 4,76 + 0 = 4,76$.

Als je de concentratie van natriumacetaat 10 keer zo hoog maakt als die van azijnzuur, dan is de verhouding [Base]/[Zuur] = 10. $pH = 4,76 + \log(10) = 4,76 + 1 = 5,76$.

Als je de concentratie van azijnzuur 10 keer zo hoog maakt als die van natriumacetaat, dan is de verhouding [Base]/[Zuur] = 0,1. $pH = 4,76 + \log(0,1) = 4,76 - 1 = 3,76$.

Buffers in het bloed: Ons bloed heeft twee belangrijke buffers om de pH stabiel te houden (rond 7,35-7,45), wat cruciaal is voor ons lichaam:

1. Koolzuurbuffer: Dit is een systeem van koolzuur ($H_2CO_3$) en waterstofcarbonaat ($HCO_3^-$). Het speelt een grote rol bij het transport van CO₂.
2. Hemoglobinebuffer: Hemoglobine (Hb) in rode bloedcellen bindt H⁺-ionen om verzuring tegen te gaan en is ook essentieel voor het transport van zuurstof.

Deze twee buffers werken samen in een complex samenspel om de pH van het bloed binnen de juiste grenzen te houden, zelfs bij de aan- en afvoer van stoffen zoals CO₂ en melkzuur.