Lehrbuch der Biochemie: Grundlagen: Anorganische Chemie

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Wikibooks-Buchbandreihe.png Lehrbuch der Biochemie Wikibooks-Einzelbuch.png Grundlagen Wikibooks-Buchseite.png Anorganische Chemie

Säuren und Basen[Bearbeiten]

pH-Wert und Autoprotolyse des Wassers[Bearbeiten]

Destilliertes Wasser besteht nicht - wie man annehmen könnte - nur aus H2O-Molekülen. Wasser liegt immer im Gleichgewicht mit Hydroxidionen (OH-) 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 OH- und H3O+ ist aber immer gleich. Zeigen lässt sich dies am Masse-Wirkungs-Gesetz für das oben beschriebene Gleichgewicht:

Die Konzentration des Wassers (von 55.51 mol/L) verändert sich dabei jedoch kaum und kann in die Konstante mit einbezogen werden:

KW ist das bereits erwähnte Ionenprodukt des Wassers und hat bei 25°C den Wert 10-14 mol2/L2. [1] 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 meist der pH-Wert angegeben, dessen Definition lautet: Der negative dekadische Logarithmus der H3O+-Konzentration wird als pH-Wert bezeichnet:

Als neutral wird eine Lösung mit einem pH-Wert von 7 bezeichnet. Im Neutralen sind die Konzentrationen von H3O+ und OH- gleich und betragen 10-7 mol/L. Ist die OH--Konzentration höher, ist die Lösung also basisch (auch alkalisch genannt) und der pH-Wert liegt über 7. Liegt der pH-Wert unter 7, bezeichnet man die Lösung als sauer. Ob sauer oder alkalisch hängt also von der Konzentration der dissozierten H+-Ionen in Lösung ab.

Alternativ kann auch der pOH-Wert angegeben werden. Dabei handelt es sich entsprechend dem pH um den negativen dekadischen Logarithmus der OH--Ionen. Es gilt also:

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

pH-Werte in lebenden Systemen[Bearbeiten]

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

Säurestärke[Bearbeiten]

Puffer[Bearbeiten]

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.

Säuren und Basen: Zusammenfassung[Bearbeiten]

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 pKS bzw. pKB-Wert angegeben, die sich nach dem Massenwirkungsgesetz aus den Gleichgewichtskonstanten analog zum pH-Wert ableiten lassen.

Komplexchemie[Bearbeiten]

Übergangsmetalle[Bearbeiten]

Quellen[Bearbeiten]

  1. Charles E. Mortimer, Ulrich Müller: Chemie - Das Basiswissen der Chemie. Thieme, Stuttgart 2003, ISBN 978-3134843080