Woche 5 — Herstellung von Lösungen II

Einleitung

In dieser Woche werden Sie sich mit dem Thema Säure/Base befassen und die Faktoren kennenlernen, die die pH-Messung beeinflussen können. Sie werden den Umgang mit starken Säuren und Basen erlernen, insbesondere deren Handhabung und Entsorgung. Schließlich werden Sie lernen, mit dem pH-Meter umzugehen und die richtige Strategie zur Herstellung einer Pufferlösung sowie deren Funktionsweise verstehen

Lernziele

1. Sie verstehen die Begriffe pH, pOH, pKa und pKb.
2. Sie kennen die Funktionsweise eines Puffers.
3. Sie können die Funktionsweise eines pH-Meters erklären.
4. Sie können einen pH-Meter korrekt bedienen, kalibrieren und seine Funktionsweise erklären.
5. Sie verstehen den Einfluss von Temperatur und elektromagnetischer Spannung (Induktionsspannung) auf den pH-Wert.
6. Sie können die pH-Werte von starken Säuren und Basen berechnen.
7. Sie kennen den typischen Ablauf für die Herstellung einer Pufferlösung.
8. Sie kennen die Sicherheitsmassnahmen für den Umgang mit starken Säuren und Basen und können diese fachgerecht entsorgen.

Grundbegriffe

Säuren und Basen

Definition nach Brønsted

Nach Brønsted gilt:

• Eine Säure ist ein Protonendonator (gibt H⁺ ab).
• Eine Base ist ein Protonenakzeptor (nimmt H⁺ auf).

Beim Abgeben eines Protons entsteht aus der Säure ihre korrespondierende (konjugierte) Base:

$$\mathrm{HA + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+}$$

• HA = Säure
• A⁻ = korrespondierende Base

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Starke Säuren

Starke Säuren dissoziieren nahezu vollständig. Es liegt nahezu kein undissoziiertes HCl mehr vor.
Beispiel: Salzsäure (HCl)

$$\mathrm{HCl + H_2O \longrightarrow H_3O^+ + Cl^-}$$

• HCl = Säure
• Cl⁻ = korrespondierende Base

Die korrespondierende Base (Cl⁻) ist sehr schwach.

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Schwache Säure

Eine schwache Säure dissoziiert nur teilweise in Wasser (nur ein Teil der Moleküle gibt H⁺ ab). Es stellt sich ein chemisches Gleichgewicht ein:

Beispiel: Essigsäure (CH₃COOH)

$$\mathrm{CH_3COOH + H_2O \rightleftharpoons CH_3COO^- + H_3O^+}$$

• CH₃COOH = Säure
• CH₃COO⁻ = korrespondierende Base

Die korrespondierende Base (CH₃COO⁻) ist stark.

info

• Starke Säure → vollständige Dissoziation → schwache korrespondierende Base
• Schwache Säure → teilweise Dissoziation → stärkere korrespondierende Base

pH-Wert

Definition: pH-Wert

Der pH-Wert einer wässrigen Lösung ist definiert als der negative dekadische Logarithmus¹ der Konzentration von Oxoniumionen (H₃O⁺):

$${pH} = -\log_{10}[\mathrm{H_3O^+}]$$

In Wasser befinden sich Oxoniumionen (H₃O⁺) und Hydroxidionen (OH⁻) in einem chemischen Gleichgewicht. Dieses Gleichgewicht entsteht durch die sogenannte Autoprotolyse des Wassers.

Definition: Autoprotolyse des Wassers

Unter Autoprotolyse versteht man die Eigenschaft von Wasser, mit sich selbst als Säure und Base zu reagieren. Ein Wassermolekül gibt dabei ein Proton (H⁺) ab und wirkt als Base, während ein anderes Wassermolekül dieses Proton aufnimmt und als Säure fungiert:

$$2 \, \mathrm{H_2O} \rightleftharpoons \mathrm{H_3O^+} + \mathrm{OH^-}$$

In reinem Wasser bei 25 °C liegen diese beiden Ionenarten in gleicher Konzentration vor:

$$[\mathrm{H_3O^+}] = [\mathrm{OH^-}] = 1{,}0 \times 10^{-7} \, \mathrm{mol/L}$$

Je mehr Oxonium-Ionen (H₃O⁺) eine Lösung enthält, desto kleiner ist ihr pH-Wert.

Das Ionenprodukt des Wassers, bezeichnet als K_w, ergibt sich aus dem Produkt der Konzentrationen von Oxonium- und Hydroxidionen:

$$K_\mathrm{w} = [\mathrm{H_3O^+}] \cdot [\mathrm{OH^-}] = 1{,}0 \times 10^{-14} \, \mathrm{mol^2/L^2}$$

Wendet man den negativen dekadischen Logarithmus¹ auf das Ionenprodukt an, erhält man den sogenannten pKw-Wert pK_w=14

Daraus folgt der Zusammenhang zwischen pH- und pOH-Wert:

$$\mathrm{pH} + \mathrm{pOH} = \mathrm{p}K_\mathrm{w} = 14$$

Einteilung der pH-Bereiche

Zitronensaft ist eine saure Flüssigkeit mit einem pH-Wert von etwa 2.

Seifenlösung ist eine basische Flüssigkeit, der pH-Wert schwankt je nach Konzentration zwischen 8 und 12.

Essig ist eine saure Flüssigkeit mit einem pH-Wert von etwa 3.

Reines Wasser hat einen neutralen pH-Wert von ca. 7.

Der pH-Bereich wird in drei Hauptkategorien eingeteilt: sauer(z.B.: Zitronensaft), neutral (z.B.: Wasser) und basisch oder alkalisch (z.B.: Ammoniak NH3). Der pH-Wert wird auf einer Skala von 0 bis 14 gemessen, wobei 7 als neutral gilt. Ein pH-Wert unter 7 ist sauer, während ein Wert über 7 basisch ist (Abbildung 1).

pH < 7 entspricht einer Lösung mit saurer Wirkung. pH = 7 entspricht absolut reinem Wasser oder einer neutralen Lösung. pH > 7 entspricht einer alkalischen Lösung (basische Wirkung).

pH-Wert-Rechner

sauerbasisch

pH-Wert: 7.0(neutral)

c(H₃O⁺): 0,0000001 mol/L

c(OH⁻): 0,0000001 mol/L

pOH-Wert: 7.0

Indikatoren

Universalindikator

Phenolphthalein

Methylorange

Bromthymolblau

pKa und pKb

Definition:

pKa und pKb sind Masszahlen, die die Stärke von Säuren bzw. Basen in wässriger Lösung angeben.
Der pKa-Wert wird als negativer dekadischer Logarithmus der Säurekonstante K_a (a = acid) berechnet (im Deutschen oft K_s/pKs).
Das selbe gilt für die Basenkonstate K_b und den pKb-Wert (b = Base).
Je kleiner der pKa/pKb, desto stärker ist die Säure/Base.

Beispiele

Hier Beispiele für Säuren:

Säure	pKa	Stärke
Schwefelsäure2 (H₂SO₄)	-3	sehr stark
Essigsäure (CH₃COOH)	4,76	schwächere Säure
Kohlensäure (H₂CO₃)	6,35	deutlich schwächer
Phenol (C₆H₅OH)	9,95	sehr schwache Säure

und hier für Basen:

Base	pKb	Stärke
Natronlauge (OH⁻)	0,2	sehr starke Base
Methylamin (CH₃NH₂)	3,36	mittelstarke Base
Ammoniak (NH₃)	4,75	schwächere Base

pH-Wert und Alltagsbeispiele

Ordne die folgenden Alltagsstoffe nach ihrem pH-Wert – von sauer (oben) nach basisch (unten):

pH = 0 (sehr sauer)

pH = 14 (stark basisch)

pH-Meter

Ein pH-Meter ist ein Messgerät zur Bestimmung des pH-Werts einer Lösung. Es misst die Konzentration der Wasserstoffionen (H⁺ bzw. H₃O⁺) anhand der elektrischen Spannung zwischen einer Glaselektrode (empfindlich für H⁺-Konzentration) und einer Referenzelektrode (konstante Spannung)

Die gemessene Spannung wird in einen pH-Wert umgerechnet und angezeigt.

Aufbau eines pH-Meters

Ein pH-Meter besteht im Wesentlichen aus einer pH-Elektrode

Enthält eine spezielle Glasmembran, die für Wasserstoffionen (H⁺) durchlässig ist. Wenn diese Membran in eine Lösung getaucht wird, bildet sich eine dünne Quellschicht, an der eine Potentialdifferenz zur inneren Pufferlösung entsteht. Diese Potentialdifferenz ist proportional zur H⁺-Konzentration in der Lösung und somit zum pH-Wert.

und einer Referenzelektrode

Dient als Bezugspunkt für die Messung. Sie besteht oft aus einer Silber-Silberchlorid-Halbzelle mit einem konstanten Potential. Ein Diaphragma ermöglicht den Ionenaustausch zwischen der Referenzelektrode und der Messlösung, ohne die elektrische Verbindung zu unterbrechen.

, die über ein Messgerät

Das Messgerät nimmt das Signal von den beiden Elektroden auf und wandelt es in einen pH-Wert um. Moderne Geräte verfügen über digitale Anzeigen und oft auch über Speicherfunktionen.

miteinander verbunden sind.

Schematischer Aufbau einer pH-Elektrode

Messprinzip:

Das Messprinzip basiert auf der Potentialdifferenz zwischen der pH-Elektrode und der Referenzelektrode. Die Spannung, die an der pH-Elektrode entsteht, ist abhängig von der H⁺-Konzentration in der Lösung und wird über die Nernst-Gleichung beschrieben. Die Differenz zu der konstanten Spannung der Referenzelektrode wird gemessen und in einen pH-Wert umgerechnet.

$$U = k \cdot \log [\text{H}^+] \quad \Rightarrow \quad \text{pH} = -\log [\text{H}^+]$$

Die Spannungsdifferenz $U$ zwischen Glaselektrode und Referenzelektrode steht nach der Nernst-Gleichung in direktem Zusammenhang mit dem pH-Wert. Das pH-Meter wandelt die gemessene Spannung in einen numerischen pH-Wert um.

Voraussetzungen für eine korrekte Messung

• Kalibrierung mit Pufferlösungen (z. B. pH 4, 7, 9)
• Spülen der Elektrode vor und nach der Messung
• Temperaturkompensation (manuell oder automatisch)
• Vermeidung von Störungen (z. B. durch elektromagnetische Felder)

Faktoren, die die pH-Wert-Messung beeinflussen

1. Temperatur der Lösung — Der pH-Wert ist temperaturabhängig. Temperaturschwankungen können die Messung verfälschen.
2. Kalibrierung der Elektrode — Eine veraltete oder fehlerhafte Kalibrierung führt zu ungenauen Messwerten.
   👉 Regelmässig mit frischen Pufferlösungen kalibrieren.
3. Zustand der Elektrode — Verschmutzte, beschädigte oder ausgetrocknete Elektroden messen ungenau.
   👉 Elektrode reinigen und korrekt feucht lagern (z. B. in KCl-Lösung).
4. Lagerung und Pflege — Die Elektrode darf niemals trocken gelagert werden.
   👉 Nach dem Spülen vorsichtig mit fusselfreiem Papier abtupfen – nicht reiben!
5. Chemische Zusammensetzung der Probe — Starke Ionenstärken, extreme pH-Werte oder bestimmte Puffer können die Messung beeinflussen.
   👉 Organische Lösungsmittel oder Salze können die Elektrode angreifen.

Vorsicht: Kritische Substanzen

Bestimmte Substanzen können die pH-Elektroden beschädigen oder ihre Messgenauigkeit beeinträchtigen:

1. Organische Lösungsmittel z. B. Aceton, Methanol, Ethanol

   • ⚠️ Können das Referenzelektrolyt austrocknen oder durchlässig machen
   • ⚠️ Versprödung oder Risse in der Membran).

2. Stark oxidierende Substanzen z. B. konzentriertes Wasserstoffperoxid (H₂O₂), Chlor, Nitratverbindungen

   • ⚠️ Können die Glasmembran oder das Referenzelement korrodieren.

3. Starke Säuren und Basen (in hoher Konzentration)

   • z. B. konzentrierte Salzsäure (HCl), Schwefelsäure (H₂SO₄), Natronlauge (NaOH)
   • Dauerhafte Exposition kann die Glasmembran schädigen oder die Referenzelektrolytlösung verunreinigen.
   • ⚠️ Bei der Einstellung des pH-Werts sollte konzentrierte Säure oder Base niemals in direkten Kontakt mit der pH-Elektrode gelangen, da dies die empfindliche Glasmembran beschädigen oder die Messung verfälschen kann.

4. Fluoridhaltige Lösungen

   • z. B. HF oder Fluoridionen in saurer Lösung
   • ⚠️ Besonders gefährlich für Glaselektroden – lösen die Glasmembran auf!

5. Stark viskose oder ölige Substanzen

   • z. B. Glycerin, Öle, Fette
   • ⚠️ Können die Diaphragmaöffnung verstopfen → instabile Messungen.

6. Proteinhaltige oder biologische Proben ohne Reinigung

   • z. B. Zelllysate, Serum, Blut, Milch
   • Können Biofilme auf der Membran bilden → langsamere Ansprechzeit & Messabweichungen.
   • ⚠️ Nach der Anwendung muss die Elektrode gründlich mit destilliertem Wasser gespült werden, um Rückstände von Proben oder Chemikalien zu entfernen und eine Kontamination bei der nächsten Messung zu vermeiden.

Vorsicht: Weitere Fehlerquellen

• Probenreinheit Verunreinigungen (z. B. Schwebstoffe, Öl, Fett, Reinigungsmittelreste) stören die Messung.
  👉 Die Probe sollte klar und homogen sein.

• Bewegung und Positionierung der Elektrode Elektrode darf nicht den Boden oder die Wand des Gefässes berühren. Rührstäbchen dürfen die Elektrode nicht berühren, um Beschädigungen zu vermeiden.

Kalibration eines pH-Meters

Definition: Kalibrieren

Kalibrieren bedeutet, dass man eine Messgrösse, in diesem Fall den pH-Wert, mit einem Standard vergleicht, um die Abweichung festzustellen.

Die 3-Punkte-Kalibration ist eine präzise Methode, um den Messbereich eines pH-Meters vollständig abzudecken. Sie verbessert die Genauigkeit über einen breiten pH-Bereich hinweg.

Vorbereitung

• pH-Elektrode gründlich mit destilliertem Wasser spülen
• Geeignete Pufferlösungen bereithalten: pH 4,00, pH 7,00, pH 9,00 (sauer, neutral, basisch)
• Temperatur des Puffers prüfen (Elektrode und Puffer sollten dabei die gleiche Temperatur haben)

Kalibration in drei Schritten

• Erster Punkt (pH 7,00) → Kalibrierung des Nullpunkts (neutraler Bereich) → pH-Elektrode in Pufferlösung pH 7 tauchen, warten bis sich der Wert stabilisiert, bestätigen. → pH-Elektrode mit destilliertem Wasser spülen und gut abtrocknen.

• Zweiter Punkt (pH 4,00) → Kalibrierung im sauren Bereich → Elektrode mit Wasser abspülen, in pH-4-Puffer tauchen, stabilisieren lassen, bestätigen.

• Dritter Punkt (pH 9,00) → Kalibrierung im basischen Bereich → Elektrode erneut spülen, in pH-9-Puffer tauchen, stabilisieren lassen, bestätigen. → pH-Elektrode mit destilliertem Wasser spülen und gut abtrocknen.

Nachbereitung

• Elektrode erneut spülen und korrekt lagern (KCl-Lösung).
• Kalibrationswerte (Slope & Offset) vom Gerät prüfen.
• Gerät ist nun bereit für die Messungen.

Hinweis

• Die Kalibration sollte regelmässig durchgeführt werden – besonders bei häufiger Benutzung.
• Verwendung frischer Pufferlösungen und Vermeidung von Kontaminationen sind äusserst wichtig.
• Eine 3-Punkte-Kalibration ist genauer als eine 1- oder 2-Punkte-Kalibration – vor allem bei Messungen in einem weiten pH-Bereich.

Anwendung eines pH-Meters: pH-Wert Einstellung

Vorbereitung

1. pH-Meter kalibrieren

• Kalibrierung des pH-Meters mit geeigneten Pufferlösungen (z. B. pH 4, 7, 9).
• Die Elektrode muss nach jedem Kalibrierpunkt mit destilliertem Wasser gespült werden.
• Die Elektrode muss vorsichtig mit einem fusselfreien Papier getrocknet werden (z. B. Kimwipes), um Kontamination oder Verdünnung der nächsten Pufferlösung zu vermeiden.

2. Lösung vorbereiten

• Die zu messende Lösung sollte gut durchmischt und auf Raumtemperatur sein.

3. Elektrode eintauchen

• Eintauchen der pH-Elektrode, so dass die Glasmembran vollständig bedeckt ist.
• Es soll darauf geachtet werden, dass die Elektrode weder den Boden noch die Wand des Gefässes berührt, um Messfehler zu vermeiden.
• Die Lösung vorsichtig rühren, um ein stabiles Messergebnis zu gewährleisten, dabei soll darauf geachtet werden, dass das Rührstäbchen die Elektrode nicht berührt. Die Elektrode soll stets in ausreichendem Abstand zum Rührstab gehalten werden, um eine Beschädigung der empfindlichen Glasmembran zu vermeiden [wird weiter schon beschrieben]

pH-Wert messen & einstellen

4. Aktuellen pH-Wert messen

   • Der pH-Wert auf dem Display wird abgelesen und falls erforderlich notiert.

5. Entscheidung treffen:

   • pH-Wert der Lösung < Ziel pH-Wert

     • Wenn der pH-Wert der Lösung niedriger ist als der Ziel pH-Wert, bedeutet das, dass die Lösung zu sauer ist.
     • Um den pH-Wert zu erhöhen, um den gewünschten pH-Wert zu erreichen, muss eine Base hinzugefügt werden (z.B.: NaOH).

   • pH-Wert der Lösung > Ziel pH-Wert

     • Wenn der pH-Wert der Lösung höher ist als der Ziel pH-Wert, bedeutet das, dass die Lösung zu basisch ist.
     • Um den pH-Wert zu senken und den gewünschten Zielwert zu erreichen, muss eine Säure hinzugefügt werden (z.B.: HCl).

6. Zugabe langsam und unter Rühren

   • Tropfenweise Zugabe der Säure oder Base mit einer Pipette.
   • Ständig rühren, um gleichmäßige Verteilung zu gewährleisten.
   • Nach jeder Zugabe einige Sekunden warten, bis der pH-Wert stabil ist.

pH-Einstellung mit konzentrierter Säure oder Base

Bei der Einstellung des pH-Werts mit konzentrierter Säure oder Base ist Vorsicht geboten:

• Die Zugabe sollte langsam und unter ständigem Rühren erfolgen.
• Beim Verdünnen konzentrierter Säure/Base treten exotherme Reaktionen auf, die zu einem Temperaturanstieg führen können.
• Da der pH-Wert temperaturabhängig ist, kann die Erwärmung die Messung verfälschen.

👉 Deshalb: langsam dosieren, gut rühren und ggf. Lösung abkühlen lassen (Raumtemperatur), bevor erneut gemessen wird.

Nachbereitung

7. Elektrode reinigen und lagern

• Elektrode mit destilliertem Wasser spülen und anschließend vorsichtig mit einem fusselfreien Papiertuch abtupfen.
• In KCl-Lösung aufbewahren, niemals trocken lagern.

Sicherheitshinweise

• Schutzbrille und Handschuhe tragen beim Umgang mit Säuren oder Basen.
• Säure immer ins Wasser geben, nicht umgekehrt! $(S → W)$
• Arbeiten am besten im Abzug oder gut belüfteten Raum.

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Berechnung des pH-Werts

Voraussetzungen für eine korrekte Berechnung

Der pH-Wert wird unterschiedlich berechnet, jenachdem ob eine schwache oder starke Säure/Base vorliegt.

Berechnung des pH-Werts starker Säuren/Basen

Starke Säuren und Basen dissoziieren vollständig. Um den pH-Wert bzw. pOH-Wert zu brechnen, wird der negativ dekadische Logarithmus der Konzentration der H⁺ bzw. OH⁻-Ionen (in mol/L) verwendet.

Beispiel:

0,01 mol/L Salzsäure (HCl)

$${pH} = -\log(0,01) = 2$$

0,01 mol/L Natronlauge (NaOH)

$${pOH} = -\log(0,01) = 2 \Rightarrow \text{pH} = 14 - 2 = 12$$

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Berechnung des pH-Werts schwacher Säuren/Basen:

Für die Berechnung des pH-Werts von schwachen Säuren benötigt man den pKa-Wert der Säure; für die Berechnung des pH-Werts von schwachen Basen benötigt man den pKb-Wert.

pH-Wert von schwachen Säuren:

$pH = \tfrac{1}{2}\,(pK_a - \log [HA])$

Berechnung einer 0,1 M CH₃COOH (Kₐ = 1,8 × 10⁻⁵):

$pH = \tfrac{1}{2}\,(4.75 - \log 0.1) = 2.86$

pH-Wert von schwachen Basen:

$\text{pOH} = \frac{1}{2} \left( \text{p}K_b - \log[\text{B}^-] \right)$

Berechnung für eine 0,2 M NH₃-Lösung ($K_{b}$ = 1,58 × 10⁻⁵):

$\text{p}K_b = -\log(1,58 \times 10^{-5}) \approx 4,8$

$\text{pOH} = \frac{1}{2} \left( 4,8 - \log(0,2) \right) = \frac{1}{2} \left( 4,8 - (-0,7) \right) = \frac{1}{2} \cdot 5,5 = 2,75$

$\text{pH} = 14 - \text{pOH} = 14 - 2,75 = 11,25$

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Berechnung des pH-Werts von Puffern: Hendersson-Hasselbalch Gleichung

Die Henderson-Hasselbalch-Gleichung stellt den Zusammenhang zwischen dem pH-Wert einer Lösung und dem Verhältnis von konjugierter Base zu ihrer korrespondierenden Säure dar. Sie beschreibt das Säure-Base-Gleichgewicht einer teilweise dissoziierten, also schwachen Säure oder Base in wässriger Lösung. Die Gleichung lautet:

$$\text{pH} = \text{pKa} + \log\left(\frac{[\text{Base}]}{[\text{Säure}]}\right)$$

• pH: pH-Wert der Lösung
• pKa: negativer dekadischer Logarithmus der Säurekonstante
• [A⁻]: Konzentration der konjugierten Base (z. B. Acetat)
• [HA]: Konzentration der Säure (z. B. Essigsäure)

Beispielrechnung

Berechnen Sie den pH-Wert einer Pufferlösung, die aus Essigsäure (einer schwachen Säure) und ihrem konjugierten Base-Acetat besteht.

• pKₐ von Essigsäure = 4,76
• Konzentration der konjugierten Base [A⁻] = 0,10 mol/L
• Konzentration der Säure [HA] = 0,20 mol/L

Rechenweg:

Die Henderson-Hasselbalch-Gleichung lautet:

$${pH} = \text{pK}_a + \log\left(\frac{[\text{A}^-]}{[\text{HA}]}\right)$$

Einsetzen der Werte:

$${pH} = 4,76 + \log\left(\frac{0,10}{0,20}\right) = 4,76 + \log(0{,}5)$$$$\log(0{,}5) = -0,301$$

daher:

$$\text{pH} = 4,76 - 0,301 = 4,46$$

Lösung: Der pH-Wert der Pufferlösung beträgt 4,46.

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Pufferlösung

Ein Puffer ist eine Lösung, die den pH-Wert bei Zugabe von Säuren oder Basen weitgehend konstant hält. Er besteht aus:

• einer schwachen Säure und ihrer konjugierten Base (z. B. Essigsäure/Acetat)
• oder einer schwachen Base und ihrer konjugierten Säure (z.B. NH₃/NH₄⁺, Bicarbonat HCO₃⁻/H₂CO₃)

info

Pufferkapazität

Die Pufferkapazität beschreibt, wie gut ein Puffer den pH-Wert stabil halten kann, wenn Säure oder Base zugegeben wird.

Die Pufferkapazität ist am höchsten, wenn der pH-Wert = pKa der Säure ist und ist proportional zur der Konzentration (je konzentrierter der Puffer ist, desto grösser ist die Pufferkapazität)

Verschiedene Pufferlösungen und ihre pH-Bereiche

Puffersystem	pH-Bereich	Bemerkung
Kohlensäure-Carbonat-Puffer	6,2 – 8,6	neutral
Kohlensäure-Silikat-Puffer	5,0 – 6,2	schwach sauer
Aluminium- & Eisen-Puffer	< 3,0	extrem sauer
Essigsäure/Acetat-Puffer	3,7 – 5,7	schwach sauer
Phosphatpuffer (KH₂PO₄ + Na₂HPO₄)	5,4 – 7,8	physiologisch wichtig
Ammoniakpuffer (NH₃ + H₂O + NH₄Cl)	8,2 – 10,2	alkalisch
HEPES (4-(2-Hydroxyethyl)-1-piperazinethansulfonsäure)	6,8 – 8,2	biologisch häufig verwendet
PBS-Puffer (Phosphate Buffered Saline)	7,4	Standard in Zell-/Molekularbiologie
MES (2-(N-Morpholino)ethansulfonsäure)	5,2 – 6,7	gut für leicht sauren Bereich

Funktionsweise von Pufferlösungen

Pufferlösungen stabilisieren den pH-Wert, indem sie überschüssige Wasserstoffionen (H⁺) oder Hydroxidionen (OH⁻) aus der Lösung abfangen.

• Bei Zugabe einer Säure (liefert H⁺-Ionen): → Die basische Komponente des Puffers reagiert mit den H⁺-Ionen → Die H⁺-Ionen werden gebunden, und der pH-Wert bleibt weitgehend konstant.

• Bei Zugabe einer Base (liefert OH⁻-Ionen): → Die saure Komponente des Puffers reagiert mit den OH⁻-Ionen → Die OH⁻-Ionen werden neutralisiert, z. B. durch Bildung von Wasser, wodurch der pH-Wert stabil bleibt.

Beispiel

Phosphat-Puffer (H₂PO₄⁻ / HPO₄²⁻)

• Zugabe von HCl (Säure): HPO₄²⁻ + H⁺ → H₂PO₄⁻

• Zugabe von NaOH (Base): H₂PO₄⁻ + OH⁻ → HPO₄²⁻ + H₂O

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Herstellung einer Pufferlösung

Für die korrekte Herstellung einer Pufferlösung sollten die folgenden Schritte ausgeführt werden: 1. Abmessen der Komponenten

Die Mengen der einzelnen Komponenten für das gewünschte Endvolumen des Puffers sollten berechnet werden. Dabei ist auf stoffmengen-, massen- und volumenbezogene Konzentrationen (inklusive der erforderlichen Umrechnungen) zu achten. Die molare Masse einer Substanz wird unter Einbezug des vorhandenen Kristallwassers berücksichtigt.

Links zu Rechenhilfen online

• Molekulargewicht: https://www.chemie.de/tools/molmassen-rechner/

• Rechner für Molarität/Volumen/Einwaage und Verdünnungsrechnen: http://www.graphpad.com/quickcalcs/molarityform.cfm

• DNA-/Protein, Molaritäten, Verdünnungen: http://www.promega.de/resources/tools/biomath-calculators

2. Lösen der Komponenten

Das Lösungsmittelvolumen sollte ca. 70–80 % des Endvolumens betragen, um eine spätere pH-Anpassung zu ermöglichen.

Hinweis

Der genaue Anteil des Lösungsmittels hängt vom Volumen der eingesetzten Substanzen ab: Nehmen die Substanzen bereits ein grösseres Volumen ein, sollte entsprechend weniger Lösungsmittel hinzugefügt werden. Gleichzeitig muss genug Lösungsmittel vorhanden sein, um eine vollständige Auflösung zu erreichen und sowohl gesättigte als auch übersättigte Lösungen zu vermeiden.

Das Lösungsmittel wird in ein Becherglas vorgelegt, ein Rührfisch hinzugefügt und das Becherglas auf den Magnetrührer gestellt. Anschliessend werden die weiteren Komponenten des Puffers zugegeben. Feststoffe müssen vollständig gelöst sein.

Achtung

Das Lösen gilt grundsätzlich als physikalischer Vorgang, der mit einer Erwärmung (Exothermie) oder Abkühlung (Endothermie) einhergehen kann.

Tipp zur Auflösung grosser Substanzmengen

Substanzen sollten schrittweise zugegeben werden, statt alles auf einmal. Eine zu schnelle Zugabe kann:

• Kurzfristige Übersättigung verursachen, wodurch sich die Substanz langsamer auflöst.
• Endotherme Reaktionen auslösen, die die Lösung zusätzlich abkühlen und die Auflösung weiter verzögern.

👉 Merksatz: Langsam zugeben – schnell lösen.

3. Einstellen des pH-Werts

Zum Einstellen des pH-Werts verwendet man am besten eine Säure oder Base, die keine neuen Ionen in die Lösung einbringt, also z.B. $\mathrm{HCl}$ bei Puffern, in denen schon $\mathrm{Cl^-}$-Ionen vorhanden sind, $\mathrm{H_3PO_4}$ bei Phosphatpuffern sowie $\mathrm{NaOH}$ oder $\mathrm{KOH}$ als Basen bei $\mathrm{Na^+}$- bzw. $\mathrm{K^+}$-haltigen Puffern.

Starke Säuren und Basen sind besser als schwächere (z.B. $\mathrm{CH_3COOH}$ (Essigsäure), $\mathrm{H_3PO_4}$, $\mathrm{NH_3}$), da sie beim pH-Wert-Einstellen die Ionenstärke weniger verändern.

Auf jeden Fall sollte man nach der Zugabe einen Moment warten, bis die zugegebene Säure oder Base gut gelöst und eingemischt ist, sodass der gemessene pH-Wert konstant ist.

Hinweis

Der pH-Wert von nX Lösungen sollte mit konzentrierte Säure bzw. Base eingestellt werden.

Hinweis zur pH-Einstellung mit konzentrierter Säure oder Base

Bei der Einstellung des pH-Werts mit konzentrierter Säure oder Base ist Vorsicht geboten:

• Die Zugabe sollte langsam und unter ständigem Rühren erfolgen.
• Beim Verdünnen konzentrierter Säure/Base treten exotherme Reaktionen auf, die zu einem Temperaturanstieg führen können.
• Da der pH-Wert temperaturabhängig ist, kann die Erwärmung die Messung verfälschen.

👉 Daher sollte die Lösung nach der Zugabe gut durchmischt und vor der Messung wieder auf Raumtemperatur gebracht werden.

4. Auffüllen auf das Endvolumen

Nach dem vollständigen Lösen wird die Lösung in einen Messzylinder übertragen. Das Becherglas wird mit einer kleinen Menge Wasser (ca. 10 % des Endvolumens) nachgespült, um Rückstände aufzunehmen. Diese Spülflüssigkeit wird ebenfalls in den Messzylinder gegeben. Anschliessend wird das Endvolumen im Messzylinder mit Lösungsmittel aufgefüllt.

5. Gebrauch oder Aufbewahren

Puffer in geeignetes Gefäss abfüllen und Gefäss beschriften (Name, Datum, pH, etc). Bei Raumtemperatur lagern.

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Sicherheitsmassnahmen bei Säuren und Basen

Achtung

„Zuerst das Wasser, dann die Säure, sonst geschieht das Ungeheure!“

Das Ungeheure

• Schutzhandschuhe, Schutzbrille und Labormantel sollen stets getragen werden.
• Säuren sollen immer in Wasser gegeben werden – niemals umgekehrt.
• Es soll unter dem Abzug gearbeitet werden.
• Bei Hautkontakt muss die betroffene Stelle sofort mit viel Wasser gespült werden.

Fachgerechte Entsorgung von Säuren/Basen

• Kleine Mengen neutralisieren (z. B. HCl mit NaOH)
• Grosse Mengen in vorgesehene Sammelbehälter geben
• Immer nach den Laborvorschriften / betrieblichen Entsorgungsrichtlinien handeln
• Niemals in das normale Abwasser entsorgen!

Quiz: Verständnisfragen pH-Meter

Frage 1

Was misst ein pH-Meter?

Frage 2

Was beschreibt der pH-Wert einer Lösung?

Frage 3

Ein pH-Wert von 7 bedeutet:

Frage 4

Welche Komponente ist für die Messung des pH-Werts im pH-Meter besonders wichtig?

Frage 5

Welche Störung kann die pH-Messung mit einem pH-Meter beeinflussen?

Quiz: pH-Wert Berechnungen

Aufgabe 1

Berechnen Sie den pH-Wert einer Lösung mit einer $[H^+]$-Konzentration von $1{,}0 \times 10^{-3}$ mol/L.

Aufgabe 2

Eine Lösung hat einen pH-Wert von 5,5. Wie groß ist die Konzentration der Wasserstoffionen $[H^+]$ in mol/L?

Aufgabe 3

Berechnen Sie den pOH-Wert einer Lösung mit einem pH-Wert von 8,2.

Aufgabe 4

Eine Lösung hat eine $[OH^-]$-Konzentration von $2{,}0 \times 10^{-4}$ mol/L. Berechnen Sie den pH-Wert.

Aufgabe 5

Berechnen Sie den pH-Wert einer Pufferlösung aus 0.1 mol/L Essigsäure (pKₐ = 4,76) und 0.1 mol/L Acetat.

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Footnotes

1. Intuitiv beschrieben: betrachtet man die Konzentration in mol/l, entspricht der pH Wert ungefähr der Zahl der Nullen bis zur ersten Nicht-Null.
   Ist die Konzentration 0,01 mol/l, so ist der pH-Wert 2 (also 2 Nachkommastellen). Bei 0,0002 mol/l ist der pH-Wert ungefähr 4 (exakt sind es 3,7). ↩ ↩²

2. Schwefelsäure kann bis zu zwei Protonen abgeben. Dieser Wert gilt für das erste Proton der Schwefelsäure (H₂SO₄). Das zweite Proton hat einen pKa von etwa 1,99. ↩