VL 2 Wasser

• • 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
• der H-O-H Bindungswinkel in Wasser beträgt 104,5°.
• Standardreaktionsenthalpie der Wasserstoffbrückenbindung (HBB) in Wasser:

  • Ca. -20 kJ mol⁻¹

  Bindungsenergie kovalente Bindungen:

  • O-H-Bindung im Wassermolekül: Ca. 460 kJ mol⁻¹
  • C-H-Bindung: Ca. 410 kJ mol⁻¹

  Vergleich der Bindungsstärken:

  • Wasserstoffbrückenbindung: ca. 5 % der Stärke einer kovalenten Bindung
• Sauerstoffatom des Wassermoleküls:

  • Verfügt über zwei freie Elektronenpaare
  • Dient als Wasserstoffakzeptor für zwei Wasserstoffatome

  O-H-Gruppe:

  • Fungiert als Wasserstoffdonator

  Stabilität der Wasserstoffbrücke:

  • Am stabilsten, wenn der Wasserstoffdonator und der Wasserstoffakzeptor annähernd auf einer Geraden liegen
• Dichteanomalie des Wassers:

  Wenn die Temperatur unter 4°C fällt, dehnt dich das noch immer flüssige Wasser wieder aus

  Eis hat daher eine geringere Dichte (0,924 g ml-1) als Wasser
• Wechselwirkung polare und ionische Substanzen:

  • können mit polaren Wassermolekülen interagieren

  Löslichkeit in Wasser:

  • polare und ionische Substanzen können in Wasser gelöst werden
• Hydrophile Substanzen


  Substanzen, die sich leicht in Wasser lösen lassen
• Wasserlöslichkeit einer Verbindung

  • Beeinflusst durch die Anzahl der polaren Gruppen im Molekül
  • Abhängig vom Verhältnis der polaren zu unpolaren Gruppen im Molekül
• Hydrophober Effekt

  • Wassermoleküle interagieren bevorzugt miteinander statt mit nichtpolaren Substanzen
  • Wassermoleküle schließen unpolare Teilchen ausm die dadurch zu Assoziation gezwungen werden (z.B. Koagulation von Öltröpfchen)
  • Unpolare Moleküle sind hydrophob
  • Ausschluss von unpolaren Substanzen durch Wasser wird als hydrophober Effekt bezeichnet
• Bedeutung des hydrophoben Effekts

  • Entscheidend für Faltung von Proteinen
  • wichtige Rolle bei der Selbstorganisation biologischer Membranen
• Amphipathische Substanzen


  besitzen sowohl hydrophobe als auch hydrophile Eigenschaften

  z.B. Detergenzien
• Detergenzien


  bestehen aus einer hydrophoben Kette (mind 12 Kohlenstoffatome) und einem ionischen oder polaren Ende
• Mizellenbildung


  beim Überschreiten einer bestimmten Konzentration lagern sich Detergenzmoleküle in Wasser zu Mizellen zusammen
• Solubilisierung


  Suspension von unpolaren Verbindungen in Wasser durch Einlagerung in Mizellen, was nicht einem normalen Lösungsvorgang entspricht
• Autoprotolyse von Wasser

  2H2​O⇋H3​O++OH−

  • zwei Wassermoleküle reagieren miteinander
  • Ein Wassermolekül gibt ein Proton (H+) ab und wird zu einem Hydroxid-Ion (OH-)
  • Ein anderes Wassermolekül nimmt das Proton auf und wird zu einem Hydronium-Ion (H3O+)

  Konzentration im Gleichgewicht:

  In reinem Wasser: [H3O+]=[OH−]=10^−7mol/L

  --> Wasser kann sowohl als Säure (Protonendonator) als auch als Base (Protonenakzeptor) wirken
• Säure


  Protonendonator
• Base


  Protonenakzeptor
• pH-Wert

  in biologischen Systemen:

  • Eine logarithmische Größe zur Beschreibung der Protonenkonzentration.
  • Definiert als der negative dekadische Logarithmus der Protonenkonzentration.

  Def. des pH-Werts:

  • pH=−log[H+]
  • In reinem Wasser beträgt die Protonenkonzentration [H+]=1,0×10^ −7

  Eigenschaften des pH-Werts

  • Der pH-Wert ermöglicht eine kompakte Darstellung der Konzentration der Hydronium-Ionen (H₃O⁺) im Vergleich zur H₃O⁺-Konzentration selbst.
  • Ein niedriger pH-Wert zeigt eine hohe Konzentration an H₃O⁺ an, während ein hoher pH-Wert auf eine niedrige Konzentration hinweist.
• Neutrale Lösungen

  Neutrale Lösungen und pH-Wert:

  • In reinem Wasser ist die Konzentration von [H+]=[OH−]=1,0×10^−7
  • Der pH-Wert neutrale Lösungen beträgt 7,0, da −log⁡(10−7)=7,0

  Neutralität von reinem Wasser:

  • Reines Wasser ist neutral, weil die Konzentrationen der positiv geladenen Protonen (bzw. Hydronium-Ionen, H3O+) und der negativ geladenen Hydroxid-Ionen (OH−), die zum Ionenprodukt beitragen, gleich sind

  Ionenprodukte des Wassers:

  • Das Ionenprodukt des Wassers (Kw​) in neutraler Lösung beträgt 10^−14 M^2
  • Kw​=[H+][OH−]=10−14 M^2
• Zusammenfassung Neutrale Lösungen


  Der pH-Wert von 7,0 in reinem Wasser zeigt an, dass die Konzentrationen der Protonen und Hydroxid-Ionen gleich sind, was die Neutralität des Wassers bestätigt.
• pH-Skala

  • In einer 0,01 M HCl-Lösung beträgt die Konzentration der H+ Ionen 0,01 M (entspricht 10^{-2} M), da HCl als starke Säure vollständig in H+ und Cl− dissoziiert.
  • Der pH-Wert einer solchen Lösung ergibt sich zu pH=−log⁡(10^−2)=2,0
  • Je größer die Konzentration an H+-Ionen ist, desto niedriger ist der pH-Wert der Lösung.
  • Der pH-Wert ist ein Maß für die saure Stärke einer Lösung, wobei niedrigere Werte auf stärker saure Bedingungen hinweisen.
• Säuredissoziationskonstante

  Maß dafür, wie stark eine Säure in einer wässrigen Lösung dissoziiert (gespalten) wird, um Protonen (H⁺-Ionen) abzugeben
• Säuredissoziationskonstante (Ks)


  Definiert als ([H+][A-])/[HA]
• Säuredissoziationskonstante Def

  Die Säuredissoziationskonstante ist ein Maß dafür, wie stark eine Säure in einer wässrigen Lösung dissoziiert (gespalten) wird, um Protonen (H⁺-Ionen) abzugeben.

  • Definition: Die Säuredissoziationskonstante Ks​ gibt an, wie gut eine Säure in Wasser dissoziiert. Sie ist definiert als das Verhältnis der Konzentrationen der Produkte zur Konzentration der Edukte in der Dissoziationsgleichung.
• Beispiel Säuredissoziationskonstante

  Für die Säure HA, die in Wasser dissoziiert zu H⁺ und A⁻, gilt:

  HA⇌H++A−

  Die Säuredissoziationskonstante Ks ist definiert als:

  Ks=[H+][A−]/[HA]

  Interpretation: Je größer der Wert von Ks​, desto stärker ist die Säure und desto mehr H⁺-Ionen gibt sie in Lösung ab.

  Anwendung: Die Säuredissoziationskonstante wird verwendet, um die Stärke von Säuren zu vergleichen und ihre Reaktivität in wässrigen Lösungen zu verstehen.