Puffersysteme. Diese Lerneinheit befasst sich mit den Grundlagen der Puffersysteme: Was ist der Pufferbereich und wovon ist er abhängig?

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1 Puffersysteme Diese Lerneinheit befasst sich mit den Grundlagen der Puffersysteme: Was ist ein Puffersystem? Wie wirkt ein Puffer? Was ist der Pufferbereich und wovon ist er abhängig? Welche biochemisch und physiologisch wichtige Funktion besitzen Puffersysteme

2 Grundlagen der Puffersysteme Welche Formeln werden für die Puffersysteme benötigt: 1a) Das ph einer starken Säure. Er ist definiert mit dem negativen dekadischen Logarithmus der Konzentration einer Säure: ph 0 = lgc S 1b) Das poh einer starken Base. Er ist definiert mit dem negativen dekadischen Logarithmus der Konzentration einer Base: poh 0 = lgc B

3 Grundlagen der Puffersysteme 1b) Das ph einer starken Base kann folgendlich berechnet werden: ph = 14 poh 2) Das ph einer schwachen Säure. 1 ph = pk c 2 ( 0 lg ) S S

4 Grundlagen des Puffersystems Die Löslichkeit eines schwerlöslichen Salzes in einer Lösung, welche bereits eine Ionensorte des Salzes enthält, ist wesentlich geringer als in reinem Wasser (=Eigenioneneffekt). Wie verhält es sich nun mit der Dissoziation einer schwachen Säure (oder Base) in einer Lösung, die bereits eine bestimmte Konzentration an der konjugierten Base (oder entsprechend an der konjugierten Säure) enthält?

5 Grundlagen des Puffersystems Für die Dissoziation von 0.1 Mol Essigsäure (HAc) in einem Liter reinem Wasser können wir direkt das ph berechnen (pk S = 4,75): 1 ph = (4.75 lg 0.1) = Was passiert jedoch, wenn wir 0.1 Mol Essigsäure (HAc) statt in reinem Wasser in 0.1 M Natriumacetat- Lösung (Na + Ac - ) dissoziieren lassen?

6 Grundlagen des Puffersystems Mit dem Massenwirkungsgesetz erhalten wir + HO 3 Ac + HAc KS = H [ ] 3O KS HAc = Ac und nach logarithmischer Tranformation und Multiplikation mit -1 ergibt sich Ac ph = pk + lg HAc S [ ] [ ]

7 Grundlagen des Puffersystems Strenggenommen müssten wir nun die Gleichgewichtskonzentrationen aus den Totalkonzentrationen der zugesetzten Essigsäure und der anfänglich in der Lösung bereits vorhandenen Acetat-Ionen-konzentration unter Berücksichtigung der Dissoziation der zugesetzten Essigsäure berechnen. Essigsäure dissoziiert so schwach, dass wir folgende Näherung machen dürfen: Die Gleichgewichtskonzentration der Essigsäure ist gleich ihrer Totalkonzentration.

8 Grundlagen des Puffersystems Das Argument der geringen Dissoziation gilt im gegenwärtigen Fall natürlich noch viel stärker als im Fall der Dissoziation in reinem Wasser, da die bereits vorhandenen Acetat-Ionen die Dissoziation HAc + H O H O + Ac nach dem Prinzip des kleinsten Zwanges stark behindern werden: Da bereits Acetat-Ionen vorhanden sind, wird das Gleichgewicht "auf die Seite der Ausgangsstoffe verschoben!

9 Grundlagen des Puffersystems Dies bedeutet, dass bereits vorhandene Acetat-Ionen die Geschwindigkeit der Rückreaktion erhöhen. Wir dürfen nun in ausgezeichneter Näherung schreiben (c 0 B = Ac- ; c 0 S = HAc): c 0 B S 0 S ph = pk + lg c Henderson-Hasselbalch-Gleichung

10 Grundlagen des Puffersystems Die zentrale Henderson-Hasselbalch-Gleichung lehrt, dass das ph eines Puffersystems primär durch den pks Wert der jeweiligen Puffersäure bestimmt wird, und in zweiter Linie durch das Konzentrations verhältnis der beiden Pufferkomponenten, allerdings in logarithmischer, also stark abgeschwächter Form.

11 Grundlagen des Puffersystems: Beispiel Wir berechnen nun für unser Beispiel das ph der Lösung von 0.1 Mol Essigsäure in einem Liter einer 0.1 M Natriumacetat-Lösung: 0.1 ph = pks + lg = lg1= Die Anwesenheit einer zusätzlichen Konzentrationen der konjugierten Base in einer Lösung verringert die Dissoziation der entsprechenden konjugierten Säure.

12 Grundlage des Puffersystems Das ph einer derartigen Lösung (0.1M HAc,0.1M Ac - ; ph = 4.75) ist größer als wenn dieselbe Konzentration der Säure in reinem Wasser gelöst ist (ph = 2.875). Bei gleichen Totalkonzentrationen der Säure (hier: Essigsäure) und der konjugierten Base (hier: Natriumacetat) vereinfacht sich die Henderson- Hasselbach-Gleichung zu: c ph = pk + = pk + = pk 0 S B lg lg1 0 S cs S Wir sprechen in so einem Fall von einem equimolaren Puffer

13 Die Pufferwirkung Solche Mischungen schwacher Säuren und ihrer konjugierten Basen besitzen - und dies ist der eigentliche Grund, warum wir uns mit ihnen beschäftigen - eine außerordentlich interessante Eigenschaft: Fügt man zu derartigen Mischungen kleine Mengen von starken Säuren oder starken Basen hinzu, so verändert sich das ph der Lösung fast nicht. Dies ist biochemisch und physiologisch von außerordentlicher Wichtigkeit mit Hinblick auf die Denaturierung von Proteinstrukturen.

14 Beispiel zur Pufferwirkung Wir wollen zwei Situationen miteinander vergleichen: Experiment A: Wir nehmen 1L reines neutrales Wasser. Experiment B: Wir mischen 500 ml einer Lösung von 0.1 M Essigsäure (pk S = 4.75) und 500 ml einer Lösung von 0.1 M einer Azetatlösung zusammen. Der ph ist gleich dem pk S -Wert. Wir fügen bei beiden Experimente in kleinen Portionen 0.1 M HCl hinzu, bis zu einer Gesamtkonzentration von 0.01M. Wie ändert sich das ph?

15 Beispiel zur Pufferwirkung Für Experiment A ist die Antwort einfach: - Der ph-wert von Wasser ist 7. - Eine 0.01 M Lösung von HCl (starke Säure!) hat ein ph von 2. Somit ändert sich das ph der Lösung um 5 ph- Einheiten oder anders ausgedrückt: Die Hydronium-Ionen-Konzentration wird um das Hunderttausendfache (von 10-7 auf 10-2 ) erhöht.

16 Beispiel zur Pufferwirkung Für Experiment B beruht die Berechnung auf folgende Überlegung: Die starke Säure HCl reagiert vollständig mit der konjugierten Base Acetat, wobei Essigsäure entsteht: Ac + HCl HAc+ Cl Somit sinkt die Acetat-Ionenkonzentration von 0.1 M um 0.01 M auf 0.09 M und die Essigsäurekonzentration wird von 0.1 M um 0.01 M auf 0.11 M steigen.

17 Beispiel zur Pufferwirkung Das ph ist nach der Henderson-Hasselbalch'schen Formel: 0.09 ph = lg = Somit ändert sich das ph der Puffer-Lösung um 0.09 ph-einheiten oder anders ausgedrückt: Die Hydronium-Ionen-Konzentration wird nur um das 1.2-fache (von 1, auf 2, ) erhöht.

18 Was ist ein Puffersystem? Wir nennen Lösungen, die schwache Säuren und ihre konjugierten Basen (oder schwache Basen und ihre konjugierte Säure) enthalten, Puffersysteme, weil sie die Eigenschaft besitzen, zugesetzte Mengen an starken Säuren oder Basen abzupuffern. Die alten Formulierungen schwache Säure und ihr Salz bzw. schwache Base und ihr Salz haben schlussendlich die gleiche Bedeutung.

19 Abhängigkeit des ph-wertes vom pks Wert Puffersäure Interessant ist die Untersuchung der Dissoziation einer Säure in Abhängigkeit vom ph-wert: Wir suchen nun also nicht nach dem ph, das sich bei der Dissoziation einer Säure einstellt, sondern wir fragen, wieviel an undissoziierter Säure und wieviel an durch Dissoziation entstandener konjugierten Base vorliegt, wenn wir eine Säure in einer Lösung mit definiertem ph dissoziieren lassen? Dazu konstruieren wir ein Diagramm wie in der folgenden Abbildung, wo wir den ph-wert (Ordinate) in Abhängigkeit vom prozentuellen Anteil einer der beiden Pufferkomponenten (hier: Anteil der Puffersäure) darstellen.

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21 Abhängigkeit des ph-wertes vom pks Wert Puffersäure Bei niedrigem ph, also in stark saurer Lösung, ist die Konzentration der Essigsäure praktisch gleich der Totalkonzentration 0.1 M. Erhöht man durch Basenzusatz das ph, so beginnt die Essigsäure merklich zu dissoziieren: Ihre Konzentration nimmt ab und gleichzeitig steigt im selben Ausmaß die Konzentration der Acetat-Ionen an! Ist die Konzentration der Essigsäure und der Acetat- Ionen gleich groß, sind die Bedingungen des equimolaren Puffers (ph=pk S ) erreicht.

22 Grundlagen des Pufferbereiches Bei noch höherem ph überwiegt die Acetat- Ionenkonzentration, bis praktisch alle Essigsäuremoleküle dissoziiert vorliegen. Wir können den Anteil an undissoziierter Essigsäure und analog an Acetat-Ionen - innerhalb weiter Grenzen von 10 % bis 90 % variieren, ohne daß sich das ph nennenswert ändert. Der Bereich von 10 % bis 90 % wird als Pufferbereich bezeichnet; erst wenn man diesen Bereich durch Säurezusatz über- oder durch Basenzusatz unterschreitet, wird die ph-kurve wieder steiler, und die Pufferwirkung ist nicht mehr gegeben.

23 Die Pufferkapazität Wieviel starke Säure oder starke Base einem Puffer zugesetzt werden darf, die sogenannte Pufferkapazität, hängt von den Konzentrationen der Pufferkomponenten ab: Ist ein Puffer 1 M an Säure und 1 M an konjugierter Base, so ist seine Pufferkapazität natürlich größer als bei einem Puffer, der nur 0.01 M an Säure und 0.01 M an Base ist. Wichtig ist, dass der ph-wert des Puffers in beiden Fällen gleich ist!

24 Biochemische und physiologische Bedeutung von Puffersystemen Pufferlösungen haben in der Chemie und Biochemie, und auch im physiologischen Milieu des Körpers, eine große Bedeutung, da viele biochemisch wichtigen Reaktionen nur bei definierten und möglichst konstanten ph-werten ablaufen. Dies gilt insbesondere für enzymatische Reaktionen. In diesem Zusammenhang ist ein kurzer Hinweis auf typische ph-werte von einigen Körperflüssigkeiten interessant:

25 Biochemische und physiologische Bedeutung von Puffersystemen Ein ausgesprochen saures Milieu findet sich im Magensaft (ph zwischen 1 und 2). Die hohe Säurekonzentration ist für die Funktion der hier wirksamen Verdauungsenzyme, insbesondere des Pepsins, nötig. Der ph-wert von Harn kann in weiten Grenzen (ph zwischen 5 und 8) schwanken.

26 Biochemische und physiologische Bedeutung von Puffersystemen Außerordentlich genau reguliert ist dagegen das ph des Blutes, welches im schwach alkalischen Bereich liegt und nur zwischen 7.35 und 7.45 schwanken darf: Dies entspricht einer Hydronium-Ionenkonzentration von nur 40 nmol/l. Eine Abweichung in den sauren Bereich (niedrigeres ph) wird als Acidose bezeichnet; steigt das ph über den angegebenen oberen Wert an, so spricht man von einer Alkalose.

27 Die Konstanthaltung des Blut-pH wird durch drei Puffersysteme gewährleistet 1. Kohlensäure () / Hydrogencarbonat : Dieser Puffer stellt etwa 6% der Pufferkapazität des Blutes. Er ist als"offenes Puffersystem" von ganz entscheidender Bedeutung, da die instabile Kohlensäure mit Kohlendioxid im Gleichgewicht steht und in der Lunge ausgetauscht werden kann. Damit ist einfach über eine schnellere oder langsamere Atmung eine sehr rasche Regulierung des Blut-pH möglich: Dieses Bicarbonat-Puffersystem ist daher eine Art Notfallsystem für kleinere Korrekturen am Blut-pH.

28 Die Konstanthaltung des Blut-pH wird durch drei Puffersysteme gewährleistet 2. Dihydrogenphosphat () / Hydrogenphosphat : Dieser sekundäre Phosphatpuffer macht etwa 1% der Pufferkapazität des Blutes aus. 3. Proteine / Proteinanionen: Den größten Anteil an der Pufferkapazität machen die Eiweißkörper des Blutes aus:

29 Die Konstanthaltung des Blut-pH wird durch drei Puffersysteme gewährleistet Erythrozytenproteine (80%) und Serumproteine (13%). Ihre Pufferwirkung beruht darauf, daß sie freie Carboxylgruppen und/oder Aminogruppen tragen, die als schwache Säuren bzw. schwache Basen fungieren. Diese funktionellen Gruppen liegen bei physiologischem ph teilweise ionisiert (als Carboxylat-Ionen bzw. Ammonium-Ionen) vor und bilden somit wirkungsvolle Puffermischungen.