Säure-Base-Haushalt Flashcards
Korrespondierende Säure- Basen- Paare
Eine Säure, die ein Proton abgibt und dadurch zur konjugierten Base wird, da sie nun Protonen aufnehmen kann (Brønsted).
Bsp.: HCl + H2O –> Cl- + H3O+
Ampholyt
Verbindungen, die je nach herrschendem pH- Wert als Protonendonatoren (Säure) oder Protonenakzeptoren (Base) wirken können.
Bsp.: Wasser, AS
Säurestärke
Die Stärke einer Säure ist über die Vollständigkeit ihrer Protonenabgabe (=Dissoziation) definiert
Maßzahl: Gleichgewichtskonstante Ks des Massenwirkungsgesetzes für die Deprotonierungsreaktion der Säure
- Ks > 1: Starke Säure (Mehrheit der Moleküle dissoziiert)
- Ks < 1: Schwache Säure (Mehrheit der Moleküle nicht dissoziiert)
- pKs-Wert: Negativer dekadischer Logarithmus des Ks- Werts
-> je größer der Ks-Wert, desto kleiner der pKs-Wert und desto stärker die Säure
Säurestärke von Carbonsäuren
Die Säurestärke einer Carbonsäure steigt, wenn am Carbonyl-C-Atom ein stark elektronenziehender Substituent sitzt, der dabei hilft, die negative Ladung des Säureanions zu stabilisieren. Ein Beispiel dafür ist die Trichloressigsäure. = -I - Effekt
Basenstärke
Die Stärke einer Base ist über die Vollständigkeit ihrer Protonenaufnahme (=Protonierung) definiert.
Maßzahl: Gleichgewichtskonstante Kb des Massenwirkungsgesetzes für die Protonierung der Base
- Kb > 1: Starke Base (Mehrheit protoniert)
- Kb < 1: Schwache Base
- pKb- Wert: Negativer dekadischer Logarithmus des Kb- Werts
pH- Wert
Der pH Wert ist der negative dekadische Logarithmus der H3O+ Konzentration in einer Lösung. [dimensionslos]
Formel: pH = -lg[H3O+]
pH- Skala: Von 0 (stark sauer) über 7 (neutral) bis 14 (stark basisch)
- in einer Säure sind mehr H3O+ Ionen/ Protonen als OH- Ionen vorhanden
- in einer Base sind mehr OH- Ionen als H3O+ / Protonen vorhanden
pH Wert Berechnung von starken Säuren
pH = -lg([Säure] x Wertigkeit)
Bsp. für starke Säuren: Salzsäure HCl, Schwefelsäure H2SO4, Salpetersäure HNO3 und Perchlorsäure HClO4
Wertigkeit
Vereinfacht entspricht die Wertigkeit einer Säure bzw. Base der Anzahl der H+ bzw. OH- Ionen, die aus einem Säure- bzw. Base- Molekül gebildet werden können.
Bsp.: Wertigkeit von H2SO4 beträgt 2, die Wertigkeit von HCl beträgt 1.
pH- Wert Berechnung schwache Säuren
pH = 1/2 (pKs - lg[Säure])
Bsp. für schwache Säuren: Kohlensäure (H2CO3), Zitronensäure (C6H8O7), Essigsäure (CH3COOH), Ammonium-Ion (NH4+) und Phosphorsäuren-Anionen (H2PO-, HPO4^2-)
pH- Wert Berechnung starker Basen
pH = 14 + lg ([Base] x Wertigkeit)
Bsp. für eine starke Base: Hydroxid- Ion (OH-)
pH- Wert Berechnung von schwachen Basen
pH = 14 - 1/2 (pKs - lg[Base])
Bsp. für schwache Basen: Ammoniak (NH3), Amine
Protolyse
Chemische Reaktion, bei der ein Proton (H+) von einem Reaktionspartner auf einen zweiten übertragen wird Protonenübertragungsreaktion)
- Autoprotolyse des Wassers: Ein H2O Molekül überträgt ein Proton auf ein zweites H2O Molekül; H2O + H2O -> H3O+ + OH- (In reinem Wasser ist die Konzentration von H3O+ und OH- Molekülen gleich: 10^-7 mol/L, 1L Wasser enthält ca. 55 mol H2O)
Neutralisation
Reaktion gleicher Mengen an Säure (H+ - Äquivalente) und Base (OH- Äquivalente) miteinander, wodurch pH = 7 (neutral) erreicht wird.
Produkte: Wasser + Salz.
Bei der Lösung von Salzen in Wasser, hängt der End-pH-Wert von der Säure- und Basenstärke der Ionen ab.
pH- Wertberechnung verschiedener Salzlösungen
Schwache Base + Schwache Säure = annähern neutrale Salzlösung
- Formel: pH = (pKs1 + pKs2) / 2
Schwache Base + Starke Säure = schwach saure Säure
- Formel: pH = 1/2 (pKs - lg [Säure])
- Bsp.: Starke Säure HCl + Schwache Base NH3 = NH4Cl
Starke Base + Schwache Säure = schwach basische Salzlösung
- Formel: pH = 14 - 1/2 (pKs - [Base])
Starke Base + Starke Säure = neutrale Salzlösung
Äquivalenzpunkt
Punkt bei der Titration (exp. Bestimmung einer unbekannten Säure-/ Basenmenge), bei dem sich identische Mengen einer Säure bzw. einer Base und Titrationsmittel in der Lösungen befinden
Puffer
Wässrige Lösung von schwachen (!) korrespondierenden Säure-Basen-Paaren (Bsp.: Essigsäure & Acetat, Ammonium & Ammoniak). Ein Puffer kann geringe Änderungen des pH- Werts abfangen.
pH-Wert Berechnung einer Pufferlösung
Henderson-Hasselbach-Gleichung:
pH = pKs + lg ([Base]/[Säure])
pKs: Gleichgewichtskonstante der Säure
Pufferkapazität
Entspricht der Menge einer Säure bzw. einer Base, die nötig ist, um den pH- Wert von 1L Pufferlösung um +/- 1 zu verändern.
- steigt mit der Konzentration der Pufferlösung
- entspricht Steigung der Titrationskurve (große Steigung = geringe Pufferkapazität)
pH- Optimum (Puffer)
pH- Wert, bei dem die Pufferlösung ihre maximale Pufferkapazität erreicht; liegt vor, wenn gleiche Stoffmengen von Säure und Base im Gemisch vorliegen, in diesem Fall gilt auch pH = pKs
pH - Normwerte
- Magensaft: 1,0 - 4,0
- Urin: 4,5 - 7,9
- Zytoplasma: 7,0 - 7,3
- Blutplasma: 7,35 - 7,45
Eriedrigter arterieller Blut- pH- Wert (pH < 7,35) = Azidose, erhöhter (pH > 7,45) = Alkalose
Einflüsse, die für eine Zunahme der Säure im Körper sorgen
Ernährung:
- Stoffwechsel von Kohlenhydraten, Fett- und AS zu CO2 (‚Flüchtige‘ Säure = können direkt abgeatmet werden), tägl. entstehen etwa 16.000 mmol CO2.
- Abbau schwefelhaltiger AS (z.B. Methionin) aus proteinreicher Kost zu SO4^2- und H+ (‚Fixe‘ Säuren = Säuren, die das System nicht unmittelbar verlassen können, tägl. entstehen davon ca.0,5 mmol/kg KG)
Nahrungskarenz (Lipolyse -> freie FS und Ketonkörper)
Schwere körperliche Arbeit (Anaerobe Glykolyse -> Milchsäure = Laktat)
Einflüsse, die für eine Abnahme der Säure im Körper sorgen
Abatmung von CO2
Einflüsse, die für eine Zunahme der Basen im Körper sorgen
Vegetarische Ernährung mit hohem Sojaanteil
Einflüsse, die für eine Abnahme der Basen im Körper sorgen
- Neutralisierung saurer Magen- und Darmsekrete: tägl. werden so ca. 0,5 mmol HCO3- pro kg KG ausgeschieden
- Synthese von Harnstoff: Verbrauch von einem Molekül HCO3- pro Harnstoffmolekül
