buffer 0910 a4

BUFFER

YUHERNITA

BAGIAN BIOKIMIA FKUY

BIOKIMIA ASAM-BASA

• Biokimia Asam Basa mencakup kajian kimia fisika konstituen yang terdapat dalam larutan biologi (elektrolit dan berbagai macam asam lemah) yang mempengaruhi dissosiasi maupun konsentrasi ion hidrogen (H+) dalam larutan.

• Pengaturan pH sangat penting dalam reaksi-reaksi kimia dalam tubuh. Adanya perubahan pH dalam tubuh dapat menyebabkan terganggunya proses metabolisme dalam tubuh.

• Pemahaman tentang aspek biokimia asam-asam lemah (terutama asam karbonat) menjadi dasar untuk memahami Homoestasis asam-basa secara keseluruhan.

SISTEM BUFFER

Basa konjugasiAsam lemah

Contoh : Larutan asam format (HCOOH) mempunyai reaksi kesetimbangan asam-basa sbb :

HCOOH + H2O HCOO- + H3O+

Asam Lemah • terdissosiasi sebagian dalam larutan• dalam larutan, terdapat molekul (yang tidak terdissosiasi) dan

juga basa konjugasinya

Basa konjugasiAsam lemah

LARUTANBUFFER


Untuk suatu asam lemah, basa konjugasi yang terbentuk dalam kesetimbangan jumlahnya amatlah sedikit, tergantung pada derajat ionisasi () dari asam lemah ybs.

Karena itu untuk membuat buffer, biasanya basa konjugasi berasal dari garamnya.

Contoh :

Buffer BIKARBONAT :

mengandung H2CO3 (asam lemah) dan NaHCO3 (garam),

dalam larutannya terdapat kesetimbangan :

H2CO3 + H2O HCO3- + H3O+

Buffer FORMAT:

mengandung HCOOH (asam lemah) dan HCOONa (garam),

dalam larutannya terdapat kesetimbangan :


Selain itu buffer juga dapat dibuat melalui reaksi antara asam lemah dengan basa kuat.

Larutan buffer akan terbentuk bila ASAM LEMAHNYA BERSISA.

CONTOH :

Campuran 5 mL HCOOH 0,10 M dengan 5 mL NaOH 0,05 M, yang akan membentuk kesetimbangan asam basa :

Jadi dalam larutan akan terdapat HCOOH 0,05 M dan 0,05 M HCOONa. Keduanya akan membentuk sistem buffer format.

Awal 1 mmol 0,5 mmol

Bereaksi 0,5 mmol 0,5 mmol 0,5 mmol

Akhir 0,5 mmol 0,5 mmol

HCOOH + NaOH HCOONa + H2O

BEBERAPA CONTOH BUFFER SIAP PAKAI YANG DIJUAL DI PASARAN

BAGAIMANA CARANYA LARUTAN BUFFER

MEMPERTAHANKAN pH SUATU LARUTAN ?

PRINSIPREAKSI NETRALISASI

• Jika larutan ditambah asam, maka basa konjugasi dari buffer akan menetralkan kelebihan asam yang terbentuk (Buffer bertindak SEBAGAI BASA)

• Jika larutan ditambah basa, maka asam konjugasi dari buffer akan menetralkan kelebihan basa yang terbentuk (Buffer bertindak SEBAGAI ASAM)

CH3COONa + HCl CH3COOH + NaCl

CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O

Contoh:Bila pada buffer asetat ditambahkan sedikit HCl atau NaOH, maka :

KAPASITAS BUFFER

Larutan I :

1 L larutan HCl 1,8 x 10-5 M (pH = 4,74)

Lalu ditambah beberapa tetes NaOH 0,1 M

Larutan II :

1 L larutan CH3COOH 0,1 M – CH3COONa 0,1 M (pH = 4,74)

Lalu ditambah 100 mL NaOH 0,1 M

Bandingkan pengaruh penambahan NaOH pada dua macam larutan berikut. Sebagai indikator, ke dalam masing-masing larutan ditambahkan metil merah (yang berwarna kuning bila pH > 5,4 dan berwarna merah bila pH < 5,4) :

LARUTAN IHCl

(bukan buffer)

LARUTAN IICH3COOH – CH3COONa

(buffer)

sebelumditambah NaOH

(pH = 4,74)

sebelumditambah NaOH

(pH = 4,74)

setelahditambah NaOH

(pH > 5,4)

setelahditambah NaOH

(pH < 5,4)

KESIMPULAN :

Larutan II dapat mempertahankan pH pada penambahan NaOH sedangkan larutan I tidak.

KAPASITAS BUFFER

Ukuran seberapa banyak jumlah asam/basa yang dapat ditambahkan tanpa terjadinya perubahan pH yang berarti

Ukuran seberapa banyak perubahan pH yang terjadi bila ditambah sedikit asam/basa

Kemampuan untuk menyangga pH larutan seperti ini seringkali dikenal sebagai KAPASITAS BUFFER

KAPASITAS BUFFER sangat tergantung pada berapa banyak jumlah mol asam lemah dan basa konjugasi yang terdapat dalam larutan

• Untuk volume larutan yang sama,semakin besar konsentrasi buffer, semakin besar kapasitas buffernya

• Untuk konsentrasi larutan yang sama,semakin besar volume buffer, semakin besar kapasitas buffernya

Value BufferValue Buffer ( ):

Kapasitas buffer untuk mempertahankan perubahan pH

pH

basaasam

]/[

Menurut Van Slyke :

dimana :

[asam/basa] = jumlah asam/basa yang ditambahkan pada 1 L buffer

pH = perubahan pH buffer

Satuan : “mmol/L/unit pH” atau “Slyke”

pH LARUTAN BUFFER

Karena Buffer terdiri dari asam lemah dan garamnya, maka pH buffer sangat tergantung pada :

• Nilai Ka asam lemahnya

• Konsentrasi asam lemah dan garamnya

Dimana :[Asam]

[Garam][H+] = Ka .

pH = pKa + log[Garam]

[Asam]

PERS. HENDERSON-HASSELBACH

pH = pKa + log [GARAM]

[ASAM]

Jadi pH Buffer :

APAKAH pH BUFFER BERUBAH BILA DIENCERKAN ?

KENAPA ?

BUFFER PADA SISTEM BIOLOGI

CO2

• merupakan produk akhir metabolisme oksidatif, sehingga terdapat di hampir seluruh sistem biologi

• berada dalam kompartemen intrasellular maupun ekstrasellular

• Larut baik dalam air membentuk asam lemah karena sebagian

CO2 terlarut bereaksi dengan air membentuk ion hidrogen (H+)

dan bikarbonat (HCO3-)

CO2 + H2O HCO3- + H+ H2CO3

Hubungan H2CO3, CO2 dan HCO3- menjadi kunci

untuk memahami fisiologi asam basa

Sistem buffer yang umum digunakan pada analisa cairan biologi adalah buffer bikarbonat

• CO2 terlarut berbanding lurus dengan tekanan CO2 dalam fase kesetimbangan gas dengan larutan

• Menurut Hukum Henry :

[CO2 terlarut] ∞ PCO2

dimana = koefisien kelarutan CO2

(besarnya bergantung pd suhu dan kekuatan ion dalam larutan)• Pada plasma (37oC)

= 0,0308 mmol/L/mmHgPCO2 = 40 mmHg

• Jadi dalam arteri maupun vena :

[CO2 terlarut] = 0,0308 mmol/L/mmHg x 40 mmHg= 1,2 mmol/L

CO2 terlarut

• Terdapat kesetimbangan CO2 terlarut dengan H2CO3

Hidrasi CO2 terlarut

CO2 terlarut + H2O H2CO3

• Pada 37oC : K = 0,0029

• Berdasarkan Hukum Henry, [CO2 terlarut] dapat ditentukan melalui pengukuran tekanan CO2

K =[H2CO3]

[CO2terlarut]

Hubungan keseimbangan bikarbonat /asam bikarbonat

Pada 37oC : Ka = 0,27 mmol/LpKa = 3,57

H2CO3HCO3

- + H+

Ka =[H+] [HCO3

-]

[H2CO3]

[H2CO3] :tidak stabil dan sulit diukurberkaitan erat dengan [CO2 terlarut]

Ka =[H+] [HCO3

-]

[CO2 terlarut]

[H+] = Ka

PCO2

[HCO3-]

atau

pH = pKa + log PCO2

[HCO3-]

Sehingga didapatkan :

Jadi :

Nilai pKa bergantung pada suhu, kekuatan ionik dan pH

Pada plasma normal (37oC) : pKa = 6,099 (Ka = 794 nmol/L)

Sehingga :

[H+] = Ka

PCO2

[HCO3-]

[H+] = 794 x 0,0308 x PCO2

[HCO3-]

[H+] = 23,8 x PCO2

[HCO3-]

[H+] = 24 x PCO2

[HCO3-]

Persamaan ini sudah lebih dari cukup untuk mengevaluasi status asam-basa dalam praktek klinik

Peran Sistem Buffer Bikarbonat dalam Pengaturan Keasaman

H2CO3HCO3

- + H+

mudah terurai/tidak terakumulasi

Pada saat buffer bikarbonat mengalami penambahan asam :

penurunan pH menjadi berkurang

+ 10 mmol HCl

PCO2 = 364 mmHg

[HCO3-] = 14 mM

[CO2 terlarut] = 11,2 mM

[H+] = 619 nM

pH = 6,21

Closed system

PCO2 = 40 mmHg

[HCO3-] = 24 mM


[H+] = 40 nM

pH = 7,40

Starting conditions

PCO2 = 40 mmHg

[HCO3-] = 14 mM


[H+] = 68 nM

pH = 7,17CO2 reservoirPCO2 fixed at 40 mmHg

Open system

Pasangan CO2 dan HCO3- ini mempunyai keunikan

tersendiri karena jumlahnya yang selalu berubah-ubah/dapat bervariasi, sehingga buffer ini menjadi pusat pengendali kestabilan pH dalam

cairan tubuh

SISTEM BUFFER NON BIKARBONAT

Protein• Merupakan buffer yang komplek

• Nilai pKa bervariasi tergantung pada gaa elektrostatik struktur

protein ybs

• Umumna kapasitas buffer disumbangkan oleh adanya gugus imidazol dari histidin

Haemoglobin• Meskipun terdapat dalam sel darah merah, namun Hb berperan

sebagai buffer pada cairan ekstraselular

Phosfat Anorganik

Mempunyai 3 bentuk ion :

• H3PO4 (pKa = 2)

merupakan asam kuat sehingga tidak terdapat dalam cairan tubuh

• H2PO4- (pKa = 6,8)

dengan basa konjugasi HPO42- berfungsi sebagai buffer

yang sangat efektif terutama di ginjal

• PO43- (pKa = 12,4)

juga tidak terdapat dalam cairan tubuh

Phosfat Organik

• terdapat dalam bentuk 2,3-difosfogliserat (2,3-DPG), AMP, ADP maupun ATP

• masing-masing gugus fosfat berfungsi sebagai buffer

• pKa bervariasi dari 6,0 s/d 9,0

• terdapat dalam jumlah yang melimpah di dalam sel, sehingga berkontribusi penting dalam kapasitas buffer

buffer 0910 a4

Documents