Einen wunderschönen guten Tag!
In einer Publikation über die Pufferbedingungen einer PCR las ich, daß Puffer wie z.B. Tris einen Temperaturkoeffizienten besitzen, daß also der pH-Wert mit steigender Temperatur sinkt. Gibt es für dieses Phänomen ein einfache Erklärung? Wo kann ich weiterhin einen allgemeinen mathematischen Ansatz für dieses Phänomen finden?
Ich danke Euch im Voraus für alle Anregungen!
Ru
Hallo Christian,
Puffer bestehen normaleweise aus Säure/Salz oder Basen/Salz lösungen (Bsp. Essigsäure/Na-acetat).
Der Dissoziationsgrad an freier Säure resp. Base (und damit die Konzentration an Hydronium-ionen) ist temperatur- und Konzentrationsabhängig.
Schau mal in ein Buch über physikalische Chemie (Ostwaldsches Verdünnungsgesetz, Puffer)
Auswendig weiss ich die Formeln nicht mehr (lange her)
Gruss,
Frank
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Der pH-Wert ist im Prinzip nichts anderes als ein Maß für die Konzentration von H+ - Ionen in Wasser. Diese Dissoziation ist eine Funktion der Temperatur, je höher die Temperatur, desto größer der Grad der Dissoziation (grob gesagt!). Genaueres in der Formel im folgenden Artikel.
Als weiterführende Lektüre hab ich Dir mal den entsprechenden Artikel aus dem Römpp kopiert.
Gandalf
pH
In der Chemie von Sørensen 1909 (zur Geschichte s. Lit. ) eingeführte, auch als pH-Wert bezeichnete Maßzahl, die nach DIN 19260: 1971-03 als der neg. dekad. Logarithmus der Wasserstoffionen-Aktivität definiert wird:
Den auf die H±Stoffmengenkonz. cH+ bezogenen pH-Wert bezeichnet man meistens als pHc=–lg cH+; somit gilt: pH=–lg(cH+·yH+), wobei yH+ der Aktivitätskoeff. (s. Aktivität) der H±Ionen ist. Der Aktivitätskoeff. einer einzelnen Ionensorte ist nicht meßbar. Um dennoch einen definierten Vgl. von Meßdaten zu ermöglichen, wurde die konventionelle pH-Skala eingeführt, deren einzelne Werte durch Verw. von Eichpuffern als Standardlsg. nach bestimmter Meßvorschrift ermittelt werden (Näheres s. Lit. ). Die operationale Definition des pH-Werts einer Lsg. X ist gegeben durch
pH(X) = pH(S) + E/2,3026 (RT/F),
wobei pH(S) der pH eines Standardpuffers, R die Gaskonstante, T die abs. Temp. u. F die Faraday-Konstante (s. Fundamentalkonstanten) sind. E ist die EMK (s. elektromotorische Kraft) der Zelle
die aus zwei Wasserstoff-Elektroden (s. Gaselektroden) aufgebaut ist. Als prim. Standard S wird eine 0,05-molare wäss. Lsg. von Kaliumhydrogenphthalat verwendet, deren pH bei 15 °C zu exakt 4 festgesetzt wird.
In der Praxis wird anstelle mit der schwieriger handhabbaren Wasserstoff-Elektrode meistens mit der Glaselektrode gearbeitet, die üblicherweise in Form einer Einstabmeßkette ausgeführt ist. Hiermit erhält man bei 25 °C eine Änderung von 59,1 mV pro pH-Stufe. Die Glaselektrode liefert im Bereich 2épHé12 verläßliche, gut reproduzierbare Ergebnisse; die in stärker alkal. Lsg. (12épHé14) auftretenden „Alkalifehler“, verursacht durch Einwanderung von Kationen in die Haber-Haugaard-Schicht, lassen sich durch Verw. spezieller Glassorten klein halten (Fehler ca. 0,1 pH bei pH = 14). Ebenso gibt es „Säure-Fehler“, die aber im allg. weniger stark sind.
Der pH einer Lsg. kann auch neg. sein; dies ist der Fall, wenn aH+ größer als 1 ist („übersaure“ Lsg.). Z. B. hat eine Lsg. von 2 mol HCl in 1 kg H2O bei 25 °C pH-Wert = –0,31; hierbei ist die H±Ionenaktivität gleich 2,02 u. der mittlere Aktivitätskoeff. gleich 1,011. Analog werden Lsg. mit pH>14 als überalkal. bezeichnet.
Weniger genaue Schnellmessungen von pH-Werten können über kolorimetr. Messungen erfolgen; hierbei verwendet man Neutralisations-Indikatoren, die bei bestimmten pH-Werten Farbumschläge zeigen u. die z. T. in Form von sog. Universalindikatoren (auf Papier, Stäbchen usw. aufgetragen od. in Form von Meßstiften) eingesetzt werden; Näheres s. Indikatoren. Problemat. ist der Einsatz kolorimetr. Meth. bei gefärbten od. stark oxidierend bzw. reduzierend wirkenden Lsg. Entsprechend seinem Ionenprodukt (KW = aH+ · aOH– = 1,004 · 10–14 mol2/l2) hat reines Wasser bei 25 °C den pH-Wert 7,00. Bezeichnet man den neg. dekad. Logarithmus der Hydroxid-Ionen-Aktivität analog dem pH-Wert als pOH-Wert, dann gilt: pH + pOH = 14. Lsg. mit einem kleineren pH-Wert als 7 reagieren sauer, ist der pH-Wert höher als 7, so zeigt die Lsg. eine alkalische Reaktion. Als stark sauer bezeichnet man Lsg., deren pH-Wert zwischen 0 u. 3 liegen, bei schwach sauren Lsg. ist der pH-Wert 3–7. Für den schwach bas. Bereich gilt pH = 7–11, für starke Basen pH = 11–14.
Näheres zur typ. alkal. od. sauren Reaktion, zu starken u. schwachen, harten u. weichen Basen u. Säuren s. bei Säure-Base-Begriff u. HSAB-Prinzip. Der pH-Wert Null kommt etwa einer starken Mineralsäure der Äquivalentkonz. 1 mol/L (frühere Bez.: 1-normal, s. Normallösungen) zu. Eine Salzsäure, c = 0,1 mol/l, hat den pH-Wert 1, eine zehnmal dünnere Lsg. den pH-Wert 2, eine hundertmal dünnere Lsg. den pH-Wert 3 usw., s.
Der pH-Wert spielt in Biochemie, Chemie u. Technik eine außerordentliche Rolle. Er beeinflußt zahlreiche chem. Vorgänge, insbes. chem. Gleichgew.-Reaktionen aller Art. Daher hat die pH-Messung z. B. für Ind., Landwirtschaft, Physiologie u. Medizin größere prakt. Bedeutung als die Bestimmung der Konz. von irgendwelchen anderen Ionen. Die genaue Bestimmung u. Einhaltung bestimmter pH-Werte – unter Zuhilfenahme von Datenverarbeitung, Steuerung u. Regelung (Automation) – ist von Bedeutung bei einer Vielzahl techn. Prozesse; Beisp.: Reinigung von rohem Zuckerrohrsaft, Gewinnung von Invertzucker, enzymat. Prozesse (Insulin-Herst., Eiweiß- u. Labverdauung), Käsereifung, Futtersilierung, Gerbung, Neutralisation von Abwässern, Chlorung von Schwimmbädern, Aufbereitung von Brauchwasser, Papierleimung, Hefefabrikation, Milchsäuregewinnung, Züchtung von Bakterien, Färbungsvorgänge, Textilreinigungsprozesse, Konservierungsprozesse, Herst. von Körperpflegemitteln. Bakterielle Umwandlungsvorgänge in den Böden sind ebenso pH-abhängig wie deren Besiedelung durch Kalk- od. Kieselpflanzen; zum pH-Wert des Trinkwassers in der BRD s. Lit. . Die Ergebnisse vieler analyt. Meth. werden vom pH des Lsm. od. des Puffers beeinflußt; Beisp.: Relaxationsmessungen (pH-Sprungmeth.; s. Lit. ), Elektrophorese, isoelektr. Fokussierung, Ionenaustauschchromatographie, Maßanalyse. Zur interzellulären pH-Bestimmung kann ein Chinolin-Derivat als Fluoreszenzsonde dienen (Lit. ). Gewebe u. Gefäße des menschlichen Körpers ertragen nur den verhältnismäßig engen pH-Bereich von etwa 3–8 (s. Lit. ). Im entzündeten, lebenden Gewebe beobachtet man eine Abnahme des pH-Wertes. Die Haut hat bei Frauen bzw. Männern pH = 5,6 bzw. 4,9; man spricht oft vom „Säuremantel“ der Haut, der von alkal. reagierenden Syst. (Seifen) beeinträchtigt werden kann. Nicht nur für das ökolog. Gleichgew. ist der pH-Wert des Regenwassers (Lit. ) wichtig, sondern auch für den Bautenschutz, v. a. von Kunstdenkmälern wie Skulpturen u. bunten Glasfenstern. Reines, nur mit dem CO2 der Luft gesätt. Wasser hat den pH-Wert 5,5–5,8, ist also „von Natur aus“ sauer, doch hat sich (Lit. ) der pH-Wert der Niederschläge in Deutschland bereits seit 1870 bei 4,2 eingependelt (pH=4–5,5); über die Problematik der pH-Messung in Meerwasser, in Blut u. a. Körperflüssigkeiten od. unter anderen Bedingungen s. Lit. .
Lit.: 1 Szabadváry, Histroy of Analytical Chemistry, S. 361–365, 375–378, Oxford: Pergamon 1966. 2 Pure Appl. Chem. 57, 531–542 (1985). 3 DIN 19266: 1979-08. 4 Bates, Electrometric pH-Determination, New York: Wiley 1954. 5 Schwabe, pH-Meßtechnik, Dresden: Steinkopf 1976. 6 Robinson u. Stokes, Electrolyte Solutions, 2. Aufl., London: Butterworths 1959. 7 Aurand et al., Atlas zur Trinkwasserqualität (BIBIDAT), Berlin: Schmidt 1980. 8 Meth. Biochem. Anal. 30 (1984). 9 Curr. Top. Cell. Regulation 21 (1982). 10 Int. J. Environ. Anal. Chem. 18, 143 (1984). 11 Wasser, Luft, Betrieb 1984, Nr. 7/8, 31–36. 12 Pure Appl. Chem. 54, 229–232 (1982). 13 Pure Appl. Chem. 56, 567–594 (1984). 14 Pure Appl. Chem. 57, 865–898 (1985). 15 J. Biol. Chem. 258, 5994–5997 (1985).
allg.: Atkins, Physikalische Chemie (2.), Weinheim: VCH Verlagsges. 1996 ï Bliefert, pH-Wert-Berechnungen, Weinheim: Verl. Chemie 1978 ï Bühler, Grundlagen u. Probleme der pH-Messung, Frankfurt: Ingold KG 1980 ï Hamann u. Vielstich, Elektrochemie, Weinheim: VCH Verlagsges. 1997 ï J. Chem. Educ. 40, 679 (1968) ï Kirk-Othmer 11, 380–390 ï Richtlinien für die pH-Messung in industriellen Anlagen (DIN-Normenheft 22), Berlin: Beuth 1974 ï Ullmann (4.) 5, 653 ff., 926 ff. ï Westcott, pH Measurements, New York, Academic Press 1978 ï Winnacker-Küchler (3.) 7, 422–424.
E = F = I = S pH
Quelle: Römpp Lexikon Chemie – Version 1.5, Stuttgart/New York: Georg Thieme Verlag 1998