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• Das Leben ist vor mehr als 3 Milliarden Jahren wahrscheinlich im Wasser entstanden
• Die Existenz aller lebenden Zellen hängt noch heute vom Wasser ab
• In den meisten Zellen ist das Wasser das häufigste Molekül, das für 60 – 90 % der Masse einer Zelle verantwortlich ist
• Es gibt nur wenige Ausnahmen
• Struktur des Wassers


  Die vier Valenzorbitale mischen sich zu vier gleichartigen sp3-Hybridorbitalen am Sauerstoffatom, die in die Ecken eines Tetraeders weisen
• Polarität von Wasser


  Wegen der höheren Elektronegativität des Sauerstoffs im Vergleich zum Wasserstoff ist die Ladung in den O-H-Bindungen ungleich zwischen den Atomen verteilt. Das Sauerstoffatom trägt eine negative Partialladung und jedes Wasserstoffatom weist eine positive Partialladung auf.
• Wasserstoffbrückenbindung


  Die Standardreaktionsenthalpie für die Bildung einer Wasserstoffbrückenbindung zwischen zwei Wassermolekülen in Wasser beträgt ca. -20 kJ mol-1. Die Bindungsenergie einer kovalenten O-H-Bindung im Wassermolekül ist etwa 460 kJ mol-1 und die einer C-H-Bindung ca. 410 kJ mol-1. Die Stärke einer Wasserstoffbrückenbindung erreicht somit nur etwa 5 % der Stärke einer kovalenten Bindung.
• Wenn die Temperatur unter 4oC fällt, dehnt sich das noch immer flüssige Wasser wieder aus. Eis hat daher eine geringere Dichte (0,924 g ml-1) als Wasser.
• Wasser als Lösungsmittel


  Polare und ionische Substanzen können mit den polaren Wassermolekülen wechselwirken und deswegen in Wasser gelöst werden. In Wasser leicht lösliche Substanzen werden als hydrophil bezeichnet.
• Hydrophober Effekt


  Wassermoleküle neigen dazu mit Wassermolekülen statt mit nichtpolaren Substanzen in Wechselwirkung zu treten. Daher schließen Wassermoleküle unpolare Teilchen regelrecht aus und zwingen sie dazu, untereinander zu assoziieren (Koagulation von Öltröpfchen). Unpolare Moleküle werden als hydrophob (wasserabstoßend) charakterisiert.
• Amphipathische Substanzen


  Substanzen, die sowohl hydrophobe als auch hydrophile Eigenschaften besitzen. Zu dieser Gruppe gehören auch Detergenzien, welche meist eine hydrophobe Kette, die mindestens 12 Kohlenstoffatome enthält, und ein ionisches oder polares Ende besitzen.
• Autoprotolyse von Wasser


  Reines Wasser besteht nicht nur aus H2O-Molekülen, sondern enthält außerdem eine niedrige Konzentration von Hydronium-Ionen (H3O+) und Hydroxid-Ionen (OH-) in gleicher Konzentration.
• Bildung von Hydronium- und Hydroxid-Ionen


  Nucleophiler Angriff des Sauerstoffatoms eines Wassermoleküls auf ein Wasserstoffatom eines benachbarten Wassermoleküls
• Säuren und Basen


  Hydronium-Ionen können ein Proton auf ein anderes Ion oder Molekül übertragen. Solche Protonendonatoren werden als Säuren bezeichnet. Hydroxid-Ionen können durch Aufnahme eines Protons wieder in ein Wassermolekül umgewandelt werden. Protonenakzeptoren werden Basen genannt.
• Ionenprodukt des Wassers


  Das Produkt aus den Konzentrationen der Protonen (Hydronium-Ionen) und der Hydroxid-Ionen ([H+][OH-]) ist eine Konstante, die durch Kw repräsentiert wird.
• pH-Wert


  Der negativ dekadische Logarithmus der Protonenkonzentration
• In reinem Wasser ist [H+] = [OH-] = 1,0 x10-7 M, daher ist der pH-Wert 7,0.
• pH-Skala


  In einer 0,01 M HCl-Lösung beträgt die Konzentration der H+-Ionen 0,01 M, der pH-Wert ergibt sich zu pH= –log(10-2) = 2,0.
• In reinem Wasser ist [H+] = [OH-] = 1,0 x10-7 M
• Neutrale Lösung


  Lösung mit einem pH-Wert von 7,0
• Reines Wasser ist neutral, weil die Konzentrationen der positiv geladenen Protonen (bzw. Hydronium-Ionen) und der negativ geladenen Hydroxid-Ionen, die zum Ionenprodukt beitragen, gleich sind
• pH-Skala


  Je größer die Konzentration an H+-Ionen, desto kleiner der pH-Wert
• Säure-Base-Paar


  Säure gibt Proton ab, Base nimmt Proton auf
• Säuredissoziationskonstante (Ks)


  Gleichgewichtskonstante der Dissoziation eines Protons von einer Säure in wässrigen Lösungen
• pKS-Wert


  Logarithmische Größe zur Beschreibung der Säurestärke
• Henderson-Hasselbalch-Gleichung


  pH = pKS + log([A-]/[HA])
• Titrationskurve


  Beschreibt den Verlauf von Säure-Base-Titrationen
• Nur genau ein Äquivalent der starken Base ist erforderlich, um eine einwertige Säure vollständig zu neutralisieren
• 1. wertige Säure


  • Erste Dissoziation leicht und praktisch vollständig, zweite und dritte Dissoziation schwerer
• Titration


  Base reagiert mit H+-Ionen zu Wasser, Konzentration der H+-Ionen sinkt, pH-Wert steigt
• Pufferlösung


  Lösung, in der der pH-Wert bei Zugabe kleiner Mengen Säure oder Base annähernd konstant bleibt
• Pufferkapazität


  Fähigkeit einer Lösung, bei Säure- oder Basenzugabe einen konstanten pH-Wert aufrechtzuerhalten
• Effektivste Pufferung, wenn Konzentration der undissoziierten Säure und ihrer konjugierten Base gleich sind
• Beispielrechnung zur Herstellung einer Pufferlösung

  Anwenden der Henderson-Hasselbalch-Gleichung

  2. Bestimmen des Verhältnisses von Acetat-Ionen zu undissoziierter Essigsäure

  3. Berechnen der benötigten Volumeneinheiten von 0,1 M Essigsäure und 0,1 M Natriumacetat
• Puffersysteme


  • Mischungen aus KH2PO4 und K2HPO4 im pH-Bereich 6-8

  Blutplasma puffert Säure-Base-Änderungen