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Norman E. Good (1917 – 1992) entwickelte zwitterionische Puffer, die für biochemische Reaktionen geeignet sind. Voraussetzung dafür ist zum Beispiel keine Interaktion mit dem Testsystem, nicht Membran-permeabel, pKa-Wert im neutralen Bereich, Stabilität, niedrige Ionenstärke. Puffer 44 chem_is_try • AppliChem © 2008
Die Alleskönner Biologische Puffer – wichtiger Bestandteil jeden Experimentes Das Pufferkonzept Viele biochemische Prozesse werden bereits durch kleine Änderungen in der Konzentration freier H + -Ionen stark beeinträchtigt. Deshalb ist es meistens notwendig, die H + -Konzentration in vitro durch Zugabe eines geeigneten Puffers zum Medium zu stabilisieren, ohne jedoch die Funktion des zu untersuchenden Systems zu beeinfl ussen. Ein Puffer hält den pH-Wert einer Lösung konstant, indem er Protonen aufnimmt, die in Reaktionen freigesetzt werden, bzw. Protonen abgibt, wenn sie in anderen Reaktionen verbraucht werden. Die Beobachtung, dass teilweise neutralisierte Lösungen schwacher Säuren oder Basen bei Zugabe kleiner Mengen starker Säuren oder Basen resistent gegen Änderungen des pH-Wertes sind, hat zu dem Konzept des „Puffers“ geführt. Die Pufferkapazität Puffer bestehen aus einer Säure und ihrer konjugierten Base. Die Qualität eines Puffers hängt von seiner Pufferkapazität ab, d.h. der Resistenz gegen Schwankungen des pH-Wertes bei Zugabe starker Säuren bzw. Basen. Mit anderen Worten: Die Pufferkapazität entspricht der Menge an H + - oder OH – - Ionen, die durch den Puffer neutralisiert werden können. Die Pufferkapazität steht in Beziehung mit der Pufferkonzentration. Die Kurve, die die Abhängigkeit des pH-Wertes von der H + -/OH – -Zugabe wiedergibt, nennt man Titrationskurve. Der Wendepunkt der Kurve entspricht dem pKa-Wert. Die Pufferkapazität ist dabei am pK a-Wert am höchsten. Dieser Punkt entspricht also dem Mittelpunkt des pH-Bereiches, der durch den Puffer abgedeckt wird. Hier ist die Konzentration von Säure und Base gleich. In der Nachbarschaft dieses pH-Bereiches bewirken also relativ große H + /OH – -Mengen nur kleine pH-Änderungen. Prinzipiell gilt, dass ein Puffer eine pH-Einheit oberhalb bzw. unterhalb des pK a-Wertes soviel an Pufferkapazität verliert, dass er keine wesentliche Pufferfunktion mehr ausübt. Wenn die Henderson-Hasselbalch-Gleichung pH = pK a + log [A – ]/[HA] für die Berechnung des pH-Wertes einer Lösung schwacher Säuren bzw. Basen zugrunde gelegt wird, müssen bei Arbeiten im pH-Bereich unterhalb von 3,0 und oberhalb von 11,0 außerdem die Ionen des Wassers berücksichtigt werden. Die meisten biochemischen Reaktionen laufen jedoch im pH-Bereich zwischen 6,0 und 10,0 ab. Der pH-Wert Auch in ultrareinem Wasser kann man eine Leitfähigkeit feststellen, die durch OH – - und H 3O + -Ionen aus der Autoprotolyse des Wasser verursacht wird. Diese Eigendissoziation des Wassers ist eine Gleichgewichtsreaktion und das Produkt aus den Konzentrationen der beiden Ionen stellt eine Konstante dar: K = [H 3O + ] x [OH – ] Ihr Wert ist nur von der Temperatur abhängig und beträgt bei reinem Wasser und 22°C 10 –14 . Je nachdem welche der beiden Ionen in einer Lösung überwiegt, spricht man von sauren oder basischen Lösungen. Um dies mit einem einfachen Zahlenwert zu beschreiben, hat man den negativen Exponenten der leicht messbaren Hydroniumionen-Konzentration [H 3O + ] gewählt. Diesen dimensionslosen Zahlenwert nennt man pH- Wert. Man kann den pH-Wert auch als den negativen, dekadischen Logarithmus der Hydroniumionen-Konzentration einer Lösung beschreiben: pH = – log [H 3O + ] Bei reinem Wasser beträgt die Hydroniumionenkonzentration 10 –7 mol/L, wie man aus der oben beschriebenen Gleichung für das Ionenprodukt ableiten kann. Der pH-Wert beträgt also 7. In einer sauren Lösung ist die Konzentration der H 3O + -Ionen erhöht (z.B. von 10 –7 mol/L nach 10 –2 mol/L) und der pH- Wert damit < 7. In einer basischen Lösung ist die Hydroniumionen-Konzentration verringert und der pH-Wert dadurch > 7. © 2008 AppliChem • chem_is_try 45
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