Waarom wordt azijnzuur gebruikt in een bufferoplossing?

Een buffer is een oplossing die de pH stabiel houdt, zelfs wanneer er zuur of base aan wordt toegevoegd. Dit gebeurt door een combinatie van een zwak zuur en zijn geconjugeerde base. Azijnzuur (CH3COOH) wordt in een bufferoplossing gebruikt omdat het een zwak zuur is dat samen met zijn geconjugeerde base, het acetaat-ion (CH3COO-), een bufferpaar vormt. Natriumacetaat (CH3COONa) is de bron van het acetaat-ion en kan niet op zichzelf als buffer functioneren; je hebt zowel het zwakke zuur als de geconjugeerde base nodig om de pH te stabiliseren.

De verhouding tussen het zwakke zuur en zijn geconjugeerde base is cruciaal voor de pH van de buffer. Hoewel een verhouding van 1 op 1 ideaal is voor een pH die dicht bij de pKa-waarde van het zuur ligt, kun je ook andere verhoudingen gebruiken, zoals tussen 1 op 10 en 10 op 1. Dit is nodig wanneer je een specifieke pH wilt bereiken die afwijkt van de pH die een 1:1 verhouding zou geven. Door de concentratieverhouding aan te passen, kun je de pH van de bufferoplossing afstemmen op de gewenste waarde.

Een bufferberekening (buffer som) is nodig wanneer je de verhouding tussen een zuur en zijn geconjugeerde base moet bepalen om een specifieke pH te bereiken. De stappen hiervoor zijn:

1. Bepaal de gewenste pH: Stel vast welke pH je wilt dat de buffer heeft.
2. Zoek de pKa: Zoek de pKa-waarde van het zwakke zuur dat je gebruikt, die je meestal in een scheikundige tabel kunt vinden.
3. Bereken de H3O+ concentratie: Gebruik de formule $[\text{H}_3\text{O}^+] = 10^{-\text{pH}}$ om de concentratie van H3O+ te berekenen.
4. Stel de evenwichtsbreuk op: Gebruik de evenwichtsbreuk voor het zuur en zijn geconjugeerde base om de verhouding tussen hun concentraties te vinden. Voor een zwak zuur (HA) en zijn geconjugeerde base (A-) is dit: $K_a = \frac{[\text{H}_3\text{O}^+] \cdot [\text{A}^-]}{[\text{HA}]}$ Hieruit volgt: $\frac{[\text{A}^-]}{[\text{HA}]} = \frac{K_a}{[\text{H}_3\text{O}^+]}$ Of, in logaritmische vorm (Henderson-Hasselbalch vergelijking): $\text{pH} = \text{p}K_a + \log \left( \frac{[\text{A}^-]}{[\text{HA}]} \right)$
5. Los de vergelijking op: Met deze vergelijkingen kun je de benodigde concentraties van het zuur en de base berekenen om de gewenste pH te bereiken.