Buffer

Puffer:

In der Chemie werden als Puffer wässrigen Pufferlösungen bezeichnet, die der Stabilisierung des pH-Werts (negative dekadische Logarithmus der Wasserstoffionen-Aktivität) bei der Zugabe von sauren oder basischen Substanzen dienen. Dabei besteht die Hauptfunktion eines Puffers darin, die hinzugegebenen Oxoniumionen (H₃O⁺) bzw. der Hydroxidionen (OH⁻) in schwache Säuren beziehungsweise in schwache Basen umzuwandeln. Deren Anteil an der Bildung von H₃O⁺- und OH^--Ionen ist nämlich vergleichsweise geringer.

Dabei werden in Pufferlösungen schwache Säuren und ihre konjugierte beziehungsweise korrespondierende Base oder eine schwache Base und ihre konjugierte beziehungsweise korrespondierende Säure gemischt. Säure-Base-Ampholyte (bifunktionale Moleküle), die nicht nur in der Lage sind Protonen aufzunehmen, sondern diese auch wieder abzugeben, können ebenso als chemische Puffer eingesetzt werden.

Ausschlaggebend für den pH-Wert ist das Verhältnis  (Protolyse-Gleichgewicht) des Pufferpaares. Mithilfe des Säure-Base-Gleichgewichts kann die Dissoziationskonstante Ks, auch als Säurekonstante bezeichnet, ermittelt werden. Unter Näherung kann zudem ein gegebener pK_S-Wert Rückschlüsse auf das Verhältnis von Säuren- und Basenkonzentration bei einem spezifischen pH-Wert ermöglichen. Desweiteren kann die Pufferkapazität eines Puffers definiert werden und das Puffersystem in „geschlossen“ und „offen“ unterteilt werden.

Bekannte Pufferbeispiele sind der Essigsäure/Acetat-Puffer, der Ammoniumpuffer, der HEPES Puffer, der TRIS Puffer, der Phosphatpuffer und der Carbonatpuffer (z.B. als Blutpuffer). Die Aufgabe des Blutpuffers ist es, den pH-Wert des Blutes konstant im Bereich zwischen pH 7,35 und 7,45 zu stabilisieren. Im Falle einer Azidose liegt der pH-Wert des Blutes unterhalb dieses Bereichs, bei einer Alkalose oberhalb. Tödlich sind die pH-Werte unter pH 6,8 und über 8,0.

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