Viele Wirk- und Hilfsstoffe in wasserhaltigen Arzneimitteln benötigen für ihre optimale Wirksamkeit die Einhaltung eines bestimmten pH-Bereichs innerhalb der wässrigen Phase. Um dies zu gewährleisten werden verschiedene Puffersysteme eingesetzt. Hiervon abzugrenzen sind pH-korrigierende Substanzen, wie Trometamol, Natriumhydroxid und Citronensäure. Ein Puffer besteht immer aus der einer schwachen Säure und ihrer konjugierten bzw. korrespondierenden Base (bzw. des jeweiligen Salzes) oder einer schwachen Base und ihrer konjugierten bzw. korrespondierenden Säure.
Der einstellbare pH-Wert ist Konzentrationsunabhängig. Die Pufferkapazität korreliert jedoch direkt mit der Pufferkonzentration. Je nach Rezeptur wird circa 5% der wässrigen Phase von einem Puffer gebildet

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Definition Puffer

Ein Puffer ist ein wässriges System dessen pH-Wert sich bei Zugabe von geringen Mengen an Säuren/Basen nur unwesentlich verändert. Er besteht aus einer schwacher Säure (Base) und deren konjugierter Base (Säure).

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Pufferkapazität

Als Pufferkapazität wird die Menge an starker Base (oder Säure), welche durch eine Pufferlösung ohne wesentliche Änderung des pH aufgenommen werden kann bezeichnet.

Diese gibt an, wie viele H3O+ bzw. OH- – Ionen in einen Liter der Lösung zugegeben werden müssen, um deren pH-Wert um eine Einheit abzusenken bzw. zu erhöhen. Die Einheit der Pufferkapazität ist mol/l. Die Pufferkapazität ist abhängig von den in der Lösung vorliegenden Mengen an schwacher Säure oder Base: In einer basischen Lösung kann nur so lange H3O+ abgepuffert werden, so lange die schwache Base vorliegt und umgekehrt. Als Faustregel kann man sagen, dass ein Puffer erschöpft ist, sobald das Verhältnis der Säure/Base Konzentration den Wert 1 zu 10 (bzw. 10 zu 1) überschreitet. Der pH-Wert eines Puffers kann daher um +/-1 schwanken, bevor er erschöpft ist.

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Beispiel Phosphatpuffer

Durch Mischen von Natriumdihydrogenphosphat- mit Dinatriumhydrogenphosphat-Lösung oder Zugabe von Natronlauge lässt sich ein Phosphatpuffer mit einem bestimmten pH-Wert (pH 6–8) herstellen (siehe Artikel Phosphatpuffer)

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„Universal“-Puffer

Durch Kombination von Substanzen mit pKs-Werten, deren Differenz <2 beträgt, können viele unterschiedliche Puffer-Lösungen hergestellt werden. Citronensäure zum Beispiel besitzt drei pKs-Werte welche sich mit weniger als 2 Punkten unterschieden. Durch Zugabe von Na₂HPO₄ können Puffer zwischen pH=3 bis 8 hergestellt werden [2]. Diese werden als McIlvaine Puffer bezeichnet:

0.2 M Na2HPO4 (mL)	0.1 M Citronensäure (mL)	pH
20.55	79.45	3.0
38.55	61.45	4.0
51.50	48.50	5.0
63.15	36.85	6.0
82.35	17.65	7.0
97.25	2.75	8.0

Weiter Universal-Puffer sind die Carmody-Puffer und Bitton-Robinson-Puffer.

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weitere Puffersysteme

• Barbital-Acetat-Puffer nach Michaelis (pH 2,6 bis 9,2)
• Essigsäure-Acetat-Puffer (pH 3,7 bis 5,7)
• Kohlensäure-Silicat-Puffer (pH 5,0 bis 6,2; schwach sauer)
• MES-Puffer: 2-(N-Morpholino)ethansulfonsäure (pH 5,2 bis 6,7)
• Phosphatpuffer: NaH2PO4 + Na2HPO4 (pH 5,4 bis 8,0)
• Kohlensäure-Bicarbonat-System (pH 6,2 bis 8,6; neutral)
• HEPES: 4-(2-Hydroxyethyl)-1-piperazinethanesulfonsäure (pH 6,8 bis 8,2)
• TRIS: Tris(hydroxymethyl)-aminomethan (pH 7,2 bis 9,0)
• HEPPS: 4-(2-Hydroxyethyl)-piperazin-1-propansulfonsäure (pH 7,3 bis 8,7)
• Ammoniakpuffer: NH3 + H2O + NH4Cl (pH 8,2 bis 10,2)
• Citronensäure- oder Citratpuffer (pH=3 und pH=5)

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pKs-Werte / pKa-Werte

pKs-Wert (Ks: Dissoziationskonstante) beschreibt den pH, bei dem Säure und konjugierte Base in der gleichen Konzentration vorliegen (Konstante für jedes Puffersystem). [1]

Die Pufferkapazität ist am höchsten bei pH = pKs ± 1

Bezeichung	Struktur	pKa bei 25 °C	Temperatur-Effekt dpH/dT (K−1)	Mol- Masse
TAPS		8.43	−0.018	243.3
Bicine		8.35	−0.018	163.2
Tris		8.06	−0.028	121.14
Tricine		8.05	−0.021	179.2
TAPSO		7.635		259.3
HEPES		7.48	−0.014	238.3
TES		7.40	−0.020	229.20
MOPS		7.20	−0.015	209.3
PIPES		6.76	−0.008	302.4
Cacodylate		6.27		138.0
MES		6.15	−0.011	195.2

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Videos zum Thema

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Literatur & Quellen

1. Schafmeier, T (2010) „Methoden der molekularen Zellbiologie Teil 1: Biochemie SoSe2010“
2. McIlvaine, T. C. (1921). „A buffer solution for colorimetric comparaison“ (PDF). J. Biol. Chem. 49 (1): 183–186.