BIOKIMIA PANGAN 3 (STKIP MUHAMMADIYAH SORONG 2012)

Air dan Polaritas

         

       Air adalah komponen utama dari kebanyakan sel. Geometri molekul air dan sifat-sifatnya sebagai peran yang menjadikan pelarut utama dalam menentukan sifat dari sistem kehidupan. Kecenderungan atom untuk menarik elektron untuk dirinya sendiri dalam ikatan kimia (Yaitu, menjadi negatif) disebut elektronegativitas. Atom-atom dari unsur yang sama, sama-sama berbagi elektron dalam ikatan, mereka harus sama elektronegativitas. Tapi elemen yang berbeda tidak perlu harus memiliki elektronegativitas sama. Oksigen dan nitrogen keduanya sangat elektronegatif, lebih banyak daripada karbon dan hidrogen (Tabel. 1).

Ketika dua atom dengan elektronegativitas sama membentuk sebuah ikatan, elektron dibagi rata antara dua atom. Namun, jika atom dengan berbeda elektronegativitas membentuk sebuah ikatan, elektron tidak dibagi rata melainkan electron mendekati salah satu atom yang lebih bermuatan negatif. Dalam ikatan O-H dalam air, oksigen lebih elektronegatif dibanding hidrogen, sehingga kemungkinan lebih tinggi elektron ikatan lebih dekat dengan oksigen. Perbedaan elektronegativitas antara oksigen dan hidrogen menimbulkan sebuah muatan positif dan negatif parsial, biasanya digambarkan sebagai masing-masing δ⁺ dan δ^- (Gambar. 1). Ikatan seperti ini disebut ikatan polar. Dalam situasi di mana perbedaan elektronegativitas cukup kecil, seperti di ikatan C-H pada metana (CH₄), berbagi elektron dalam ikatan tersebut sangat hampir sama, dan ikatan pada dasarnya bersifat nonpolar.

Tabel. 1. Keelektronegatifan Unsur

Unsur	Keelektronegatifan *
Oxygen	3.5
Nitrogen	3.0
Sulfur	2.6
Carbon	2.5
Phosphorus	2.2
Hydrogen	2.1
* Nilai Elektronegativitas adalah relatif, dan dipilih dari bilangan positif mulai dari kurang dari 1 untuk beberapa logam dan 4 untuk fluor.

Ikatan dalam molekul bisa jadi mungkin memiliki kutub, tetapi molekul itu sendiri masih bisa dianggap nonpolar karena adanya faktor geometri. Contoh adalah karbon dioksida. Kedua Ikatan C=O bersifat polar, tetapi karena molekul CO2 adalah linier, tarikan oksigen untuk elektron dalam satu ikatan sama dan berlawanan terhadap elektron oleh oksigen di sisi lain dari molekul.

Molekul air adalah bengkok dengan sudut ikatan 104,3 ° (Gambar. 1), dan proporsi elektron yang tidak merata dalam dua ikatan tidak seperti di CO₂. Hasilnya adalah elektron ikatan lebih mungkin ditemukan di ujung oksigen. Ikatan dengan muatan positif dan ujung muatan negatif disebut dipol.

GAMBAR.1 Struktur air. Oksigen memiliki muatan negatif dan hidrogen memiliki muatan positif. Distribusi muatan yang tidak merata menimbulkan momen dipol besar di air. Momen dipol dalam poin angka dalam arah dari negatif ke positif, konvensi yang digunakan oleh fisikawan dan kimiawan fisik, sedangkan ahli kimia organik menggambarkan menunjuk ke arah yang berlawanan.

Sifat Pelarut Air

Sifat polar air sangat menentukan sifat pelarut nya. Ionic senyawa dengan muatan penuh, seperti kalium klorida (Dilarutan KCl, K⁺ dan Cl^-), dan senyawa polar dengan muatan parsial (yaitu, dipol), seperti etil alkohol (C₂H₅OH) atau aseton [(CH₃) ₂C=O], cenderung larut dalam air. Prinsip fisik yang mendasari adalah daya tarik elektrostatik. Ujung negatif dari dipol air menarik ion positif atau ujung positif dipol lain. Ujung positif dari molekul air menarik ion negatif atau ujung negatif dari dipol lain. Penurunan energi membuat sistem lebih stabil dan lebih mungkin terjadi. Interaksi ini ion-dipole dan dipol-dipol serupa dengan interaksi antara molekul air sendiri dalam hal energi kuantitas yang terlibat. Contoh senyawa polar yang larut dalam air adalah molekul organik kecil yang mengandung satu atau lebih atom elektronegatif (misalnya, oksigen atau nitrogen), termasuk alkohol, amina, dan asam karboksilat. Adanya daya tarik antara dipol molekul-molekul dan dipol air membuat mereka cenderung larut. Zat ionik dan dipole disebut sebagai hidrofilik ("menyukai-Air," dari bahasa Yunani) karena kecenderungan bertindak seperti ini.

Hidrokarbon (senyawa yang mengandung karbon dan hidrogen saja) adalah nonpolar. Ion-dipol dan interaksi dipol-dipol yang memudahkan untuk kelarutan senyawa ionik dan polar tidak terjadi untuk senyawa nonpolar, sehingga senyawa ini cenderung tidak larut dalam air. Interaksi antara molekul nonpolar dan molekul air lebih lemah daripada interaksi dipol. Dipol permanen dari molekul air dapat menimbulkan dipol sementara dalam molekul nonpolar dengan mendistorsi pengaturan spasial dari elektron dalam ikatan. Gaya tarik elektrostatik yang mungkin antara diinduksi dipol dari molekul nonpolar dan dipol permanen dari molekul air (Interaksi dipol-dipol terinduksi), tetapi tidak sekuat yang terjadi antara dipol permanen. Oleh karena itu, penurunan konsekuensi atas energi kurang dari yang diproduksi oleh daya tarik dari molekul air untuk satu sama lain. Hubungan molekul nonpolar dengan air jauh lebih kecil kemungkinan terjadinya dari penggabungan molekul air dengan dirinya sendiri.

GAMBAR. 2. Hidrasi shell sekitarnya ion dalam larutan. Muatan negatif parsial air tertarik pada ion bermuatan positif. Demikian juga, muatan positif parsial di ujung dari molekul air tertarik ke ion bermuatan negatif.

Penjelasan tentang mengapa zat nonpolar tidak larut dalam air memerlukan argumen termodinamika.  Molekul nonpolar yang tidak larut dalam air dan disebut sebagai hidrofobik ("membenci-Air" dari bahasa Yunani). Hidrokarbon cenderung untuk memisahkan diri dari lingkungan air. Tabel. 2 memberikan contoh zat hidrofobik dan hidrofilik.

GAMBAR. 3. Ion-dipol dan interaksi dipol-dipol. Interaksi ion-dipol dan dipol-dipol membantu senyawa ionik dan polar larut dalam air.

Table. 2. Contoh subtansi Hydrophobic and Hydrophilic

Hydrophilic	Hydrophobic
Senyawa kovalen polar (misalnya, alkohol seperti C2H5OH [etanol] dan keton seperti (CH3) 2C=O [aseton]), Gula Ionik senyawa (misalnya, KCl) asam amino, ester fosfat	Senyawa kovalen nonpolar (misalnya, hidrokarbon seperti C6H14] heksana) Asam lemak kolesterol,

Sebuah molekul tunggal dapat memiliki kedua kutub (hidrofilik) dan nonpolar (hidrofobik). Zat jenis ini disebut amphipathic. Sebuah rantai panjang asam lemak memiliki gugus asam karboksilat dan bagian hidrokarbon yang panjang merupakan kutub nonpolar adalah contoh dari zat amphipathic. Asam gugus karboksilat, "kepala"gugusnya berisi dua atom oksigen di samping karbon dan hidrogen memiliki sifat sangat polar dan dapat membentuk anion karboksilat pada pH netral. Sedangkan bagian molekul yang lain "ekor" dari karboksilat hanya mengandung karbon dan hidrogen dan bersifat nonpolar (Gambar. 4). Senyawa seperti ini keberadaannya di air cenderung untuk membentuk struktur yang disebut misel, di mana kelompok kepala kutub berada dalam kontak dengan lingkungan berair dan ekor nonpolar yang menjauhi dari air (Gambar. 5). Proses yang sama terjadi pada pemisahan minyak dan air. Bila digoyang, awalnya zat tercampur. Segera setelah itu terbentuk bola kecil atau tetesan minyak. Mereka bergerak ke atas dan menyatu membentuk lapisan minyak.

GAMBAR. 4. Sodium palmitat, sebuah molekul amphiphilic. Molekul amphiphilic
sering disimbolkan dengan bola dan struktur garis zigzag, •MM, di mana bola merupakan kepala kutub hidrofilik dan garis zigzag merupakan hidrofobik ekor hidrokarbon nonpolar.

Interaksi antara molekul nonpolar sendiri sangat lemah dan tergantung pada daya tarik antara dipol yang memiliki umur pendek dan dipol mereka menginduksi. Sebuah sampel besar molekul nonpolar akan selalu mencakup beberapa molekul dengan dipol sementara, yang disebabkan oleh terjadinya  penggumpalan elektron ikatan sesaat pada salah satu ujung molekul. Sebuah  dipol sementara dapat menginduksi dipol lain dalam molekul tetangga dengan cara yang sama yakni dipol yang tidak permanen. Energi interaksi rendah karena penggabungan ini begitu singkat. Keadaan seperti itu disebut interaksi van der Waals (juga disebut sebagai ikatan van der Waals). Penyusunan molekul dalam sel sangat tergantung pada polaritas molekul, seperti yang kita lihat dengan misel.

 

GAMBAR. 5. Misel dibentukan oleh molekul amphipathic dalam larutan air. Ketika misel terbentuk, kelompok kutub terionisasi berada dalam kontak dengan air, dan bagian nonpolar molekul dilindungi dari kontak dengan air.

Ikatan Hidrogen 

Ikatan hidrogen berasal dari elektrostatik dan dapat dianggap sebagai kasus khusus dari interaksi dipol-dipol. Ketika hidrogen terikat kovalen pada atom sangat elektronegatif seperti oksigen atau nitrogen, ia memiliki muatan positif parsial karena ikatan dipol, situasi seperti itu tidak terjadi ketika hidrogen kovalen yang terikat pada karbon. Muatan positif parsial pada hidrogen ini dapat berinteraksi dengan sepasang elektron bebas (Nonbonding) (yang bersumber dari muatan negatif) elektronegatif atom yang lain. ketiga atom semua terletak pada garis lurus, membentuk ikatan hidrogen. Susunan ini memungkinkan untuk energi terbesar positif parsial pada hidrogen dan, akibatnya untuk interaksi kuat mungkin merupakan pembagian dengan pasangan elektron pada atom elektronegatif kedua (Gambar. 6). Gugus yang terdiri dari atom elektronegatif yang terikat secara kovalen dengan hidrogen disebut donor ikatan hidrogen, dan atom elektronegatif yang memberikan kontribusi pasangan pasangan elektron bebas terpakai untuk interaksi adalah akseptor ikatan hidrogen. Hidrogen tidak terikat secara kovalen dengan akseptor dalam deskripsi ikatan hidrogen biasa.

GAMBAR. 6. Perbandingan ikatan hidrogen linier dan nonlinier. Ikatan nonlinear lebih lemah daripada ikatan di mana semua tiga atom terletak pada garis lurus.

Penelitian terbaru meragukan beberapa pandangan ini, dengan bukti eksperimental untuk menunjukkan beberapa karakter kovalen dalam ikatan hidrogen. Sebuah pertimbangan dari situs ikatan hidrogen di HF, H₂O, dan NH₃ dapat menghasilkan beberapa wawasan yang berguna. Gambar. 7. menunjukkan bahwa air merupakan situasi optimal dalam hal jumlah ikatan hidrogen yang mana setiap molekul dapat terbentuk ikatan tersebut.

GAMBAR. 7. Situ ikatan Hidrogen. Perbandingan jumlah situs ikatan hydrogen di HF, H₂O dan NH₃. (Geometri sebenarnya tidak ditampilkan.) Setiap molekul HF memiliki satu ikatan hidrogen donor dan tiga ikatan hidrogen akseptor. Setiap molekul H₂O memiliki dua donor dan dua akseptor. Setiap molekul NH₃ memiliki tiga donor dan satu akseptor.

                                                                                                                                                                           

Table. 3. Some Bond Energies

	Jenis ikatan	Energi
		(kJ mol–1)	(kcal mol–1)
Ikatan kovalen	O—H	460	110
(Strong)	H—H	416	100
	C—H	413	105
Ikatan Non-kovalen	Ikatan hidrogen	20	5
(Weaker)	Interaksi Ion–dipole	20	5
	Interaksi Hydrophobic	4–12	1–3
	Interaksi Van der Waals	4	1

*Note that two units of energy are used throughout this text. The kilocalorie (kcal) is a commonly used unit in the biochemical literature. The kilojoule (kJ) is an SI unit and will come into wider use as time goes on. The kcal is the same as the “Calorie” reported on food labels.

Air memiliki dua atom hidrogen untuk masuk ke dalam ikatan hidrogen dan dua pasang electron bebas pada oksigen yang pada molekul air lainnya dapat membentuk ikatan hidrogen. Setiap molekul air yang terlibat dalam empat ikatan- dua sebagai donor hidrogen dan dua sebagai akseptor. Hidrogen florida hanya memiliki satu hidrogen untuk masuk ke dalam ikatan hidrogen sebagai pendonor, tetapi memiliki tiga pasang elektron yang merupakan elektron pada florida yang bisa untuk ikatan atom hidrogen lainnya. Amonia memiliki tiga hidrogen untuk disumbangkan ke ikatan hidrogen tetapi hanya satu pasangan elektron pada nitrogen.

Susunan geometris dari hidrogen ikatan molekul air memiliki implikasi penting pada sifat air sebagai pelarut. Sudut ikatan dalam air tersebut adalah 104,3 °, seperti yang ditunjukkan pada Gambar. 1, dan demikian juga dengan sudut antara pasangan elektron bebas. Hasilnya adalah susunan tetrahedral molekul air. Air cair terdiri dari kelompok ikatan hidrogen yang menyerupai kristal es; masing-masing kelompok dapat berisi hingga 100 molekul air. Ikatan hidrogen antar molekul air dapat dilihat lebih jelas dalam struktur kisi biasa dari kristal es (Gambar. 8). Ada beberapa perbedaan, antara sekelompok jenis ikatan hidrogen ini di air cair dan struktur kristal es. Dalam ikatan air cair, hidrogen terus-menerus terputus dan terus-menerus membentuk yang baru, dengan beberapa molekul putus dan yang lain bergabung membentuk cluster. Sebuah cluster dapat pecah dan kembali terbentuk dalam air pada temperatur 25 °C. Sebuah kristal es sebaliknya, memiliki pengaturan ikatan hidrogen lebih stabil atau justru kurang stabil, dan jumlah molekul adalah pada setiap kelompok jumlahnya lebih besar dari 100.

GAMBAR. 8. Ikatan hidrogen tetrahedral dalam H₂O. Dalam berbagai molekul H₂O dalam kristal es, setiap molekul H₂O hidrogen terikat pada empat komponen lainnya.

Ikatan hidrogen jauh lebih lemah dari ikatan kovalen biasa. Sedangkan energi yang dibutuhkan untuk memecah ikatan O-H kovalen adalah 460 kJ mol^-1 (110 kkal mol^-1), energi ikatan hidrogen dalam air adalah sekitar 20 kJ mol^-1 (5 kkal mol^-1) (Tabel. 3). Namun, jumlah energi relatif kecil ini cukup untuk mempengaruhi secara drastis sifat air, terutama titik leleh, titik didihnya, dan kepadatan relatif terhadap kepadatan es. Kedua titik leleh dan titik didih air secara signifikan lebih tinggi dari yang diperkirakan untuk sebuah molekul dengan ukuran yang sama dengan molekul air ini (Tabel. 4). Substansi lain yang hampir sama berat molekulnya, seperti metana dan amonia, memiliki titik leleh dan titik didih lebih rendah. Kekuatan tarik antara molekul-molekul zat ini lebih lemah daripada daya tarik antara molekul air, hal ini karena jumlah dan kekuatan ikatan hidrogen mereka. Energi dari objek ini harus diatasi untuk melelehkan es atau mendidihkan air.

Es memiliki kerapatan yang lebih rendah daripada air yang cair karena terikat hidrogen sepenuhnya berkelompok dalam kristal es kurang padat dibandingkan dalam air yang cair. Air yang cair ikatan hidrogen kurang ekstensif dan dengan demikian lebih padat daripada es. Sehingga kubus es dan gunung es dapat mengapung diatas air. Dalam cuaca dingin, sistem pendingin mobil memerlukan antibeku untuk mencegah pembekuan dan ekspansi dari air, yang bisa memecahkan blok mesin. Dalam prosedur laboratorium untuk fraksinasi sel, sama prinsipnya dengan yang digunakan dalam metode pengganggu sel dengan beberapa siklus pembekuan dan pencairan. Akhirnya, organisme air dapat bertahan dalam cuaca dingin karena perbedaan kepadatan antara es dan air yang cair; danau dan sungai membeku dari atas ke bawah bukan sebaliknya. Ikatan hidrogen juga memainkan peran dalam perilaku air sebagai pelarut. Jika sebuah zat terlarut polar dapat berfungsi sebagai donor atau akseptor ikatan hidrogen, tidak hanya itu dapat juga membentuk ikatan hidrogen dengan air tetapi juga dapat terlibat dalam interaksi nonspesifik dipol-dipol. Gambar. 9 menunjukkan beberapa contoh. Alkohol, amina, asam karboksilat, dan ester, serta aldehid dan keton, semua bisa membentuk ikatan hidrogen dengan air, sehingga mereka larut dalam air. Sulit untuk terlalu menekankan pentingnya air untuk keberadaan kehidupan di Bumi, dan sulit untuk membayangkan hidup berdasarkan pelarut lain. Berikut hubungan Biokimia mengeksplorasi beberapa implikasi dari pernyataan ini.

Gambar. 9. Ikatan hidrogen antara gugus polar dan air.

Penting lainnya Ikatan Hidrogen pada biologis

Ikatan hidrogen memiliki keterlibatan penting dalam menstabilkan struktur molekul tiga dimensi penting secara biologis, termasuk DNA, RNA, dan protein. Ikatan hidrogen antara basa komplementer adalah salah satu karakteristik yang paling mencolok dari struktur double-heliks DNA. RNA transfer juga memiliki struktur tiga dimensi yang kompleks ditandai dengan daerah hidrogen ikatan. Ikatan hidrogen dalam protein memberikan peningkatan menjadi dua struktur penting, konformasi Sheet-helix (lembaran-heliks) dan β-lipit. Kedua jenis konformasi yang banyak ditemui dalam protein. Tabel. 5 meringkas beberapa jenis yang paling penting dari ikatan hidrogen dalam biomolekul.

Asam, Basa, dan pH

Perilaku senyawa biokimia penting yang tergantung pada mereka sifat-sifat asam-basa.  Apakah asam dan basa?  Sebuah defisit nitasi biologis yang berguna dari asam adalah molekul yang bertindak sebagai donor proton  (ion hidrogen). Dasar adalah sama terdefinisi sebagai akseptor proton. Bagaimana  asam atau basa kehilangan atau mendapatkan proton tergantung pada sifat kimia dari  senyawa. Derajat disosiasi asam dalam air, mulai dari lengkap untuk terdisosiasi yakni untuk asam kuat, dan terdisosiasi sebagian yakni disebut asam sangat lemah. Hal ini berguna untuk menurunkan ukuran numerik dari kekuatan asam, yang merupakan jumlah ion hidrogen dilepaskan ketika sejumlah tertentu asam dilarutkan dalam  air. Seperti ekspresi, disebut disosiasi konstanta asam (Ka), bisa  tertulis untuk setiap asam, HA, yang bereaksi menurut persamaan

Gambar. 10. Ionisasi air

Dalam ungkapan ini, tanda kurung merujuk pada konsentrasi molar yaitu  konsentrasi dalam mol per liter. Untuk setiap asam, kuantitas Ka memiliki nilai numerik tetap pada suhu tertentu. Nilai ini lebih besar untuk asam terinisasi lebih lengkap, sehingga Ka semakin besar, semakin kuat asam tersebut. Sebenarnya, reaksi asam-basa yang sebelumnya reaksi transfer proton  di mana air bertindak sebagai dasar serta pelarut. Cara yang lebih tepat untuk  menulis persamaan adalah sebagai berikut:

HA_(aq)   +     H₂O_(l)          ↔            H₃O⁺ _(aq)       +            A^- _(aq)

            Asam             basa                         asam konjugasi         Basa konjugasi

Notasi (aq) mengacu pada zat terlarut dalam larutan air, sedangkan (l) menandakan air dalam keadaan cair. Hal ini juga ditetapkan bahwa tidak ada "proton dalam keadaan terlepas bebas"  (Ion hydrogen bebas) dalam larutan, bahkan ion hidronium (H₃O⁺) adalah menunjukkan tingkat hidrasi ion hidrogen dalam larutan berair.  Semua zat terlarut yang ekstensif terhidrasi dalam larutan air.

Tabel. 6.

Asam-basa sifat air memainkan peranan penting dalam proses biologi karena peran sentral air sebagai pelarut. Besar disosiasi air untuk ion hidrogen dan ion hidroksida,

H₂O ↔ H⁺    +  OH^-         

sedikit jumlahnyal, tetapi kenyataan bahwa itu terjadi dan menentukan sifat penting dari banyak zat terlarut (Gambar. 10). Kedua, ion hidrogen (H⁺) dan ion hidroksida (OH^-) berhubungan dengan beberapa molekul air, seperti juga semua ion dalam larutan air, dan molekul air dalam persamaan itu menjadi bagian dari sekelompok seperti  molekul (Gambar. 11). Hal ini terutama penting untuk memiliki perkiraan derajat disosiasi kuantitatif  air. Dirumuskan:

Gambar. 11. Hidrasi ion hidrogen pada air.

Konsentrasi molar air murni, [H₂O], mungkin cukup besar dibandingkan dengan  setiap konsentrasi zat terlarut dan dapat dianggap konstan. (nilai numerik adalah 55,5 M, yang dapat diperoleh dengan membagi jumlah  gram air dalam 1 L, 1000 g, dengan berat molekul air, 18 g / mol; 1000/18= 55,5 M) dengan demikian,

Sebuah konstan baru yakni Kw (produk ion konstan untuk air) baru saja didefinisikan, dimana konsentrasi air dimasukkan dalam nilainya. Nilai numerik dari Kw dapat ditentukan secara eksperimental dengan mengukur konsentrasi ion hydrogen dari air murni. Demikian juga dengan konsentrasi ion hidroksida juga sama dengan ion hidrogen, menurut definisi, karena air adalah asam monoprotik (satu yang melepaskan satu proton per molekul). Di temperatur 25 °C dalam air murni, diperoleh:

[H⁺] =  10^{- 7} M = [OH^-]
Dengan demikian, pada 25 ° C, nilai numerik dari Kw diberikan pada perumusan

Kw = [H⁺] [OH^-] = (10^-7) (10^-7) = 10^-14

Hubungan, yang telah diturunkan untuk air murni, berlaku untuk setiap larutan cair, apakah netral, asam atau basa. Beragam ion hidrogen dan konsentrasi ion hidroksida dalam larutan air memungkinkan untuk menentukan kuantitas untuk perumusan  konsentrasi ini lebih mudah daripada notasi eksponensial. Kuantitas ini  disebut pH dan didefinisikan sebagai

pH= Log₁₀ [H⁺]

dengan logaritma dibawa ke basis 10. Perhatikan bahwa, karena logaritma  terlibat, perbedaan dari satu unit pH berarti perbedaan sepuluh kali lipat dalam hidrogen  konsentrasi ion, [H⁺]. Nilai pH beberapa sampel air khas dapat  ditentukan dengan perhitungan sederhana.
Ketika larutan memiliki pH=7, itu dikatakan netral, seperti air murni. Larutan asam memiliki nilai pH lebih kecil dari 7, dan larutan basa memiliki nilai pH lebih tinggi dari 7.

Dalam biokimia, sebagian besar asam ditemui adalah asam lemah. Ini memiliki Ka jauh di bawah 1. Untuk menghindari harus menggunakan angka dengan besar, eksponen negatif,  jumlah yang sama, pKa, didefinisikan dengan analogi dengan definisi pH:

pKa = - Log₁₀ Ka

pKa adalah ukuran numerik lebih dikenal sebagai kekuatan asam. Semakin kecil  nilainya maka larutan bersifat asam kuat. Ini adalah kebalikan dari Ka, di mana  nilai yang lebih besar menandakan asam kuat (Tabel. 6).

Persamaan menghubungkan Ka dari setiap asam lemah dengan pH suatu larutan  yang mengandung asam dan basa konjugatnya. Hubungan ini memiliki kaitan luas yang  digunakan dalam biokimia, terutama di mana perlu untuk mengendalikan pH optimal untuk suatu kondisi reaksi. Beberapa reaksi tidak dapat berlangsung jika pH bervariasi dari nilai optimal. Makromolekul hayati yang penting kehilangan aktivitas pada batasan pH. Gambar. 12 menunjukkan bagaimana aktivitas tiga enzim dipengaruhi oleh pH. Perhatikan bahwa masing-masing memiliki aktivitas puncak yang menurun dengan cepat karena pH berubah dari optimal. Juga, beberapa konsekuensi fisiologis yang drastis yang dapat mengakibatkan dari fluktuasi pH dalam tubuh. Untuk menurunkan persamaan yang terlibat, Langkah pertama yang diperlukan adalah mengambil logaritma dari kedua sisi persamaan Ka.

kemudian gunakan nitions defisit pH dan pKa:

GAMBAR. 12. pH terhadap aktivitas enzim. Pepsin, tripsin, dan lisozim semua memiliki kurva yang curam pada pH optimal. Pepsin mempunyai aktivitas maksimum dalam kondisi yang sangat asam, seperti yang diharapkan untuk enzim pencernaan yang ditemukan dalam perut. Lisozim memiliki aktivitas maksimum dekat pH=5, sementara tripsin paling aktif dekat pH=6.

Hubungan ini dikenal sebagai persamaan Henderson-Hasselbalch dan berguna dalam memprediksi sifat-sifat larutan buffer yang digunakan untuk mengontrol pH reaksi campuran. Pada situasi di mana konsentrasi asam, [HA], dan konsentrasi basa konjugasi, [A^-], adalah sama ([HA] = [A^-]). Rasio itu [A] / [HA] kemudian sama dengan 1, dan logaritma dari 1 adalah sama dengan nol. Karena itu, ketika larutan mengandung konsentrasi yang sama dari asam lemah dan basa konjugatnya, pH larutan yang sama dengan nilai pKa dari asam lemah.

 Buffer

Buffer adalah sesuatu yang perubahan keasaman yang sedikit. Dalam hal asam dan basa, larutan buffer cenderung menolak perubahan pH ketika sejumlah kecil sampai sedang dari asam kuat atau basa kuat ditambahkan. Sebuah larutan penyangga terdiri dari campuran asam lemah dan basa konjugasinya. Bandingkan perubahan pH yang terjadi pada penambahan jumlah yang sama asam kuat atau basa kuat untuk air murni pada pH 7 dan larutan buffer pada larutan yang memiliki pH 7. Jika 1,0 mL 0,1 M HCl ditambahkan pada 99,0 mL air murni, pH akan turun secara drastis. Jika percobaan yang sama dilakukan dengan 0,1 M NaOH bukannya 0,1 M HCl, pH akan naik drastis (Gambar. 14).

GAMBAR. 14. Buffer. Asam yang ditambahkan pada dua gelas di sebelah kiri. pH H₂O tanpa buffer turun secara dramatis sedangkan buffer tetap stabil. Basa ditambahkan ke dua gelas di sebelah kanan. pH air tanpa buffer meningkat drastis sedangkan buffer tetap stabil.

Hasil yang berbeda ketika 99,0 mL larutan penyangga digunakan sebagai pengganti air murni. Sebuah larutan yang berisi fosfat monohidrogen dan ion dihidrogen fosfat, HPO₄^2- dan H₂PO₄^- , Dalam proporsi yang sesuai Bisa berfungsi sebagai semacam buffer. Persamaan Henderson-Hasselbalch dapat digunakan untuk menghitung HPO₄^2- / H₂PO₄^‑  rasio yang sesuai dengan pH 7,0.

Untuk tujuan ilustrasi, mari kita perhatikan larutan di mana konsentrasi [HPO₄^2-] adalah 0,063 M dan [H₂PO₄^-] 0,10 M; ini memberikan konjugat basa/asam lemah rasio 0,63 lihat sebelumnya. Jika 1,0 mL 0,10 M HCl adalah ditambahkan 99,0 mL buffer, reaksi terjadi, dan hampir semua H⁺ ditambahkan akan habis digunakan.

[HPO₄^2-]   +  H⁺   ↔    H₂PO₄^-

Konsentrasi dari [HPO₄²⁺] Dan [H₂PO₄ ^-] akan berubah, dan konsentrasi baru dapat dihitung. pH baru kemudian dapat dihitung dengan menggunakan persamaan Henderson Hasselbalch dan konsentrasi ion fosfat. pKa tepat adalah 7.20 (Tabel. 6).

pH baru adalah 6,99, perubahan jauh lebih kecil dari dalam air murni tanpa buffer (Gambar. 14). Demikian pula, jika 1,0 mL NaOH 0,1 M digunakan, reaksi yang sama terjadi seperti pada titrasi:

[H₂PO₄^-]   +  OH^-   ↔    H₂PO₄^2-

Hampir semua OH? ditambahkan, tetapi perubahan pH yang terjadi kecil. Karena buffer adalah larutan cair, masih benar bahwa Kw = [H⁺] [OH^-]. Peningkatan konsentrasi ion hidroksida menunjukkan bahwa konsentrasi ion hidrogen menurun dan peningkatan pH. Gunakan persamaan Henderson-Hasselbalch untuk menghitung pH baru dan untuk meyakinkan bahwa hasilnya adalah pH = 7,01,  lagi perubahan jauh lebih kecil daripada pH terjadi pada air murni (Gambar. 14). Banyak reaksi biologis tidak akan terjadi kecuali pH tetap dalam batasan yang cukup sempit, dan, sebagai akibatnya, buffer memiliki kepentingan praktis yang besar dalam laboratorium biokimia.

Sebuah pertimbangan dari kurva titrasi dapat memberikan wawasan tentang bagaimana buffer bekerja (Gambar. 15a). PH sampel dititrasi sedang berubah sangat sedikit di sekitar titik infleksi dari kurva titrasi. Juga, pada titik infleksi pada setengah jumlah asam awalnya ini telah dikonversi ke dasar konjugasi. Tahap kedua dari ionisasi asam fosfat, H₂PO₄^-  ↔ H⁺ +  HPO₄^2-
merupakan dasar dari buffer hanya digunakan sebagai contoh. PH pada titik infleksi titrasi adalah 7,20, nilai numerik sama dengan pKa ion dihidrogen fosfat. Pada pH ini, larutannya mengandung konsentrasi yang sama dari ion dihidrogen fosfat dan ion monohidrogen fosfat, bentuk asam dan basa. Menggunakan persamaan Henderson-Hasselbalch, maka dapat menghitung rasio dari bentuk basa konjugat ke bentuk asam konjugat untuk pH jika diketahui pKa tersebut. Sebagai contoh, jika dipilih pH 8,2 untuk penyangga terdiri dari H₂PO₄^- . Jadi, ketika pH merupakan salah satu unit lebih tinggi dari pKa, rasio konjugat bentuk basa ke bentuk asam konjugat adalah 10. Ketika pH adalah dua unit yang lebih tinggi daripada pKa, rasionya adalah 100, dan sebagainya. Tabel. 7 menunjukkan hubungan ini untuk beberapa penambahan sebesar nilai pH.
Sebuah larutan buffer dapat mempertahankan pH pada nilai yang relatif konstan karena kemunculan jumlah yang cukup dari kedua asam dan basa konjugasi tersebut. Kondisi ini dipenuhi pada pH pada/atau dekat pKa asam. Jika OH^- ditambahkan, jumlah yang cukup berarti dari bentuk buffer asam ada dalam larutan untuk bereaksi dengan basa yang ditambahkan. Jika H⁺ ditambahkan, jumlah yang cukup berarti dari bentuk basa dari buffer juga ada untuk bereaksi dengan asam yang ditambahkan.

H₂PO₄/HPO₄^- ini pasangan cocok sebagai penyangga dekat pH 7,2, dan
CH₃COOH/CH₃COO^- pasangan cocok sebagai penyangga dekat pH 4,76. Pada nilai pH
di bawah pKa, bentuk asam mendominasi, dan pada nilai pH di atas pKa, bentuk basa dominan. Daerah dataran tinggi di kurva titrasi, dimana pH tidak berubah dengan cepat, mencakup berbagai pH memperluas sekitar satu unit pH pada tiap sisi pKa tersebut. Dengan demikian, buffer efektif dalam jarak sekitar dua unit pH (Gambar. 15b).

 

Gambar. 15. Hubungan antara kurva titrasi dan tindakan penyangga di H₂PO₄^-

 Dalam studi biokimia banyak, kisaran pH yang harus dijaga ketat untuk percobaan sukses. Menggunakan pengetahuan tentang berbagai penyangga efektif dibandingkan dengan pKa, maka dapat memilih penyangga yang sesuai. Jika melakukan percobaan dan pH yang dibutuhkan menjadi 7,2, bisa memilih H₂PO₄/HPO₄^-  sebagai penyangga. Jika kita ingin dekat pH 9.0, kita akan melihat tabel buffer untuk menemukan satu larutan dengan pKa dekat ke sembilan. Berikut ini hubungan biokimia ke detail yang lebih besar pada pemilihan buffer. Kondisi buffer yang mengandung jumlah yang cukup dari kedua asam lemah dan basa konjugat yang berlaku baik untuk rasio dari dua bentuk dan jumlah absolut dari masing-masing ada dalam larutan. Jika larutan buffer mengandung rasio asam cocok untuk basa, tetapi konsentrasi yang sangat rendah, akan diambil asam yang ditambahkan sangat sedikit untuk menggunakan semua dari bentuk basa, dan sebaliknya. Sebuah larutan buffer dengan konsentrasi rendah kedua bentuk asam dan basa dikatakan memiliki kapasitas buffer yang rendah. Sebuah buffer yang mengandung jumlah yang lebih besar baik asam dan basa memiliki kapasitas buffer yang lebih tinggi.

Ketika kita mempelajari buffer dalam teori, kita sering menggunakan persamaan Henderson- Hasselbalch dan jangan banyak perhitungan mengenai rasio bentuk basa konjugat untuk konjugasi bentuk asam. Dalam prakteknya, bagaimanapun, membuat buffer jauh lebih mudah. Untuk memiliki buffer/penyangga, semua yang diperlukan adalah dua bentuk masa kini buffer di larutan dengan jumlah yang wajar. Situasi ini dapat diperoleh dengan menambahkan jumlah yang telah ditentukan dari bentuk basa konjugat (A^-) ke bentuk asam (HA), atau kita bisa mulai dengan satu dan menciptakan yang lainnya. Ingat bahwa HA dan A^- yang antar-konversi dengan menambahkan kuat asam atau basa kuat (Gambar. 16).

GAMBAR. 16 Dua cara melihat buffer. Pada kurva titrasi, kita melihat bahwa
pH bervariasi hanya sedikit di dekat daerah di mana [HA]= [A^-]. Dalam lingkaran buffer, kita melihat bahwa menambahkan OH^- untuk buffer mengkonversi HA menjadi A^- . Penambahan H⁺ diubah A^- ke HA.

Untuk membuat penyangga, kita bisa mulai dengan membentuk HA dan menambahkan NaOH sampai pH sesuai, sebagaimana ditentukan oleh pH meter. Kita juga bisa mulai dengan A^- dan tambahkan HCl sampai pH benar. Tergantung pada hubungan pH yang kita inginkan dengan pKa dari buffer, mungkin lebih baik untuk mulai dengan satu dari yang lain. Sebagai contoh, jika kita membuat sebuah asam asetat/buffer asetat pada pH 5,7, akan lebih baik untuk memulai dengan membentuk A^- dan menambahkan sejumlah kecil HCl untuk membawa pH turun menjadi 5,7, bukan dari mulai dengan HA dan menambahkan NaOH lebih banyak untuk membawa pH sampai melewati pKa tersebut.

Buffer sangat penting untuk kehidupan. Buffer dalam sistem organisme hidup dan dalam laboratorium didasarkan pada berbagai jenis senyawa. Karena fisiologis pH dalam sebagian besar organisme tetap yakni sekitar 7, mungkin diharapkan bahwa sistem penyangga fosfat akan banyak digunakan dalam organisme hidup. Ini adalah kasus di mana konsentrasi ion fosfat cukup tinggi untuk buffer yang efektif, karena fluida di intraselular.  H₂PO₄/HPO₄  pasangan ini adalah penyangga utama dalam sel. Dalam darah, tingkat ion fosfat tidak memadai untuk pem-buffer, dan sistem operasi yang berbeda.  Sistem penyangga dalam darah didasarkan pada disosiasi asam karbonat (H₂CO₃) :

H₂CO₃ ↔ H⁺ + HCO₃^-

dimana pKa dari H₂CO₃ adalah 6.37. pH darah manusia, 7.4, sudah dekat akhir kisaran penyangga dari sistem ini, tetapi faktor lain masuk ke dalam situasi ini. Karbon dioksida dapat larut dalam air dan dalam air berbasis cairan, seperti darah. Karbon dioksida terlarut membentuk asam karbonat, yang, pada gilirannya, bereaksi untuk menghasilkan ion bikarbonat:

CO_2(g) ↔ CO_2(aq)

CO_2(aq) ↔  H₂O_(l)  + H₂CO_3(aq)

H₂CO_3(aq) ↔  H⁺_(aq)  + HCO₃^-_(aq)

Persamaan lengkap:

CO_2(g)  + H₂O_(l) ↔  H⁺_(aq)  + HCO₃^-_(aq)

Pada pH darah, yaitu sekitar satu unit lebih tinggi dari pKa asam karbonat, sebagian besar CO₂ terlarut sebagai HCO₃^-. CO₂ diangkut ke paru-paru yang akan berakhir menjadi bentuk ion bikarbonat. Hubungan langsung ada antara pH darah dan tekanan gas karbon dioksida di paru-paru. Sifat hemoglobin, protein pembawa oksigen dalam darah, juga masuk ke dalam situasi ini.

Sistem penyangga fosfat adalah penyangga yang umum di laboratorium (in vitro, di luar tubuh hidup) maupun dalam organisme hidup (in vivo). Sistem penyangga berdasarkan pada TRIS [aminomethane tris (hidroksimetil)] juga banyak digunakan secara in vitro. Buffer lain yang telah luas digunakan baru-baru ini adalah zwitterion, yakni senyawa yang memiliki dua muatan yakni muatan positif dan muatan negatif. Zwitterion biasanya dianggap kecil kemungkinannya untuk mengganggu reaksi biokimia dari beberapa buffer sebelumnya (Tabel. 8). Sistem hidup beroperasi pada tingkat pH mendekati 7. Nilai pKa dari banyak gugus fungsional, seperti gugus karboksil dan amino, jauh diatas atau jauh di bawah nilai ini. Akibatnya, dalam kondisi fisiologis, banyak biomolekul penting spesies dibebankan pada satu tingkat atau lainnya. Itu konsekuensi praktis dari fakta ini dieksplorasi dalam hubungan Biokimia berikut.

Referensi:

Mary K. Campbell, Shawn O. Farrell (2009). "Biochemistry, Sixth Edition", Thomson Higher Education
10 Davis Drive Belmont, CA 94002-3098 USA