Lehrbuch der Biochemie: Grundlagen: Anorganische Chemie

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Inhaltsverzeichnis 1 Säuren und Basen 1.1 pH-Wert und Autoprotolyse des Wassers 1.2 pH-Werte in lebenden Systemen 1.3 Säurestärke 1.4 Puffer 1.5 Säuren und Basen: Zusammenfassung 2 Komplexchemie 2.1 Übergangsmetalle

[Bearbeiten] Säuren und Basen

[Bearbeiten] pH-Wert und Autoprotolyse des Wassers

Destilliertes Wasser besteht nicht - wie man annehmen könnte - nur aus H₂O-Molekülen. Wasser liegt immer im Gleichgewicht mit Hydroxidionen (0H^-) und Hydroniumionen (H₃O⁺) vor:

Dieses Gleichgewicht aus Wasser, und den beiden Ionen wird als Autoprotolyse des Wassers bezeichnet. Dabei können die Konzentrationen der beiden Ionen variieren. Das Produkt der Konzentrationen von 0H^- und H₃O⁺ ist aber immer gleich. Zeigen lässt sich dies am Masse-Wirkungs-Gesetz für das oben beschriebene Gleichgewicht:

Die Konzentration des Wassers (von 55.55 mol/L) verändert sich dabei jedoch kaum und kann in die Konstante miteinbezogen werden:

K_W ist das bereits erwähnte Ionenprodukt des Wassers und hat bei 25°C immer den Wert 10^-14 mol²/L² (QUELLE?). Die Konzentrationsverteilung zwischen diesen Ionen ist für chemische Reaktionen und auch in der Biochemie extrem wichtig. Angegeben wird diese meist über die Konzentration der Hydroniumionen [H₃O⁺]. Um die Darstellung zu vereinfachen wird aber nicht die Konzentration angegeben. Der negative dekadische Logarithmus der H₃O⁺-Konzentration wird als pH Wert bezeichnet:

Als neutral wird eine Lösung mit einem pH-Wert um 7 bezeichnet. Im Neutralen sind die Konzentrationen von H₃O⁺ und OH_- gleich und betragen ca. 10^-7 mol/L. Ist die OH^--Konzentration höher, ist die Lösung also basisch (auch alkalisch genannt), so liegt der pH-Wert über 7. In diesem Fall kann auch der pOH-Wert angegeben werden. Dabei handelt es sich entsprechend dem pH um den negativen dekadischen Logarithmus der OH^--Ionen. Es gilt dementsprechend:

Wie im Folgenden noch erklärt wird, macht diese Autoprotolyse des Wassers diese Substanz zu einem Amphoylen: Wasser kann sowohl als Säure als auch als Base reagieren. Was das genau bedeutet, wird im Abschnitt Säuren und Basen erklärt.

[Bearbeiten] pH-Werte in lebenden Systemen

In lebenden Systemen herrschen sehr unterschiedliche pH-Werte, meist jedoch im Neutralen um pH 7.

[Bearbeiten] Säurestärke

[Bearbeiten] Puffer

Puffer sind normalerweise die Salze von starken Säuren mit schwachen Basen und umgekehrt. Sie ermöglichen es H⁺-Ionen und OH^-Ionen aus der Lösung abzufangen und an sich zu binden. Sie halten somit den pH-Wert in einem gewissen Bereich mehr oder weniger konstant. Die Wirkungsweise von einem Puffer lässt sich am Beispiel von NH₄Cl (Ammoniumchlorid) sehr gut erklären. Wenn sich freie H⁺Ionen im Medium befinden, reagiert NH₄Cl mit diesen Ionen und zerfällt in NH₄⁺ und HCl. So lange das H⁺Ion am Chlorid gebunden ist, kann es nicht mit anderen Stoffen agieren. Die zweite Gruppe NH₄⁺ ist bei weitem weniger aggressiv als ein H⁺Ion. Dadurch steigt die Gesamtmenge an freien H⁺Ionen (und somit der pH-Wert) trotz Zugabe von Säure nur gering.

[Bearbeiten] Säuren und Basen: Zusammenfassung

In einer Betrachtungsweise - die eigentlich ein Spezialfall ist, aber in biologischen, also wässrigen Systemen häufig ausreicht - sind Säuren Protonendonatoren und Basen Protonenakzeptoren (Definition nach Brønsted und Lowry). Die abgegebenen bzw. aufgenommenen Protonen liegen dabei jedoch nie frei vor, sondern immer in Form von H₃O⁺- oder OH^--Ionen. Der negative dekadische Logarithmus der H₃O⁺-Ionenkonzentration (in mol/L) ist der sogenannte pH-Wert. Eine Lösung ist bei einem pH-Wert von 7 neutral, bei höheren Werten alkalisch und niedrigeren Werten sauer. Die Säurestärke definiert, wie leicht von einer Verbindung Protonen abgegeben bzw. aufgenommen werden. Dies wird über den pK_S bzw. pK_B-Wert angegeben, die sich nach dem Massenwirkungsgesetz aus den Gleichgewichtskonstanten analog zum pH-Wert ableiten lassen.

[Bearbeiten] Komplexchemie

[Bearbeiten] Übergangsmetalle