Lehrbuch der Biochemie: Grundlagen: Anorganische Chemie

Lehrbuch der Biochemie Grundlagen Anorganische Chemie

Säuren und Basen

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 (OH^-) und Hydroniumionen (H₃O⁺) vor:

$2\ \mathrm {H} _{2}\mathrm {O} \ \rightleftharpoons \ \mathrm {H} _{3}\mathrm {O} ^{+}\ +\ \mathrm {OH} ^{-}$

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:

$K={\frac {[\mathrm {H_{3}O} ^{+}]\cdot [\mathrm {OH} ^{-}]}{[\mathrm {H} _{2}\mathrm {O} ]^{2}}}$

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

$K_{W}=K\cdot [\mathrm {H} _{2}\mathrm {O} ]^{2}=[\mathrm {H} _{3}\mathrm {O} ^{+}]\cdot [\mathrm {OH} ^{-}]$

K_W ist das bereits erwähnte Ionenprodukt des Wassers und hat bei 25°C den Wert 10^-14 mol²/L². 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:

$p\mathrm {H} =-\lg \,{\left({\frac {[\mathrm {H} _{3}\mathrm {O} ^{+}]}{\mathrm {mol/l} }}\right)}\qquad \Leftrightarrow \qquad [\mathrm {H} _{3}\mathrm {O} ^{+}]=10^{-p\mathrm {H} }\mathrm {mol/l}$

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:

$p\mathrm {H} +p\mathrm {OH} =pK_{W}=-\lg \,\left({\frac {K_{W}}{\mathrm {mol^{2}\cdot L^{2}} }}\right)=14$

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

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

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.

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.

Komplexchemie