4. Wasser, pH und Puffersysteme

Unterscheide Kohäsion zwischen Wassermolekülen von Adhäsion an anderen Oberflächen. Erkläre damit Oberflächenspannung, Meniskusbildung und Kapillarwirkung in biologischen Systemen.

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Erkläre, warum Wasser viel Wärme aufnehmen kann und weshalb Verdunstung besonders stark kühlt. Übertrage beide Eigenschaften auf die Temperaturstabilität von Zellen und Organismen.

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Vergleiche die Anordnung der Wassermoleküle in flüssigem Wasser und Eis. Begründe, warum Wasser bei etwa 4 °C seine höchste Dichte besitzt und Eis auf flüssigem Wasser schwimmt.

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Verfolge, wie Wasserdipole Ionen und polare Moleküle in Hydrathüllen umgeben und dadurch in Lösung stabilisieren. Beurteile anhand von Ladung und Polarität, welche Stoffe sich gut in Wasser lösen.

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Erkläre den hydrophoben Effekt über die Freisetzung geordneter Wassermoleküle, wenn unpolare Flächen zusammenlagern. Leite daraus die Bildung von Mizellen, Lipiddoppelschichten und hydrophoben Bereichen in Proteinen ab.

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Ordne Protonendonatoren und Protonenakzeptoren nach Brønsted als Säuren beziehungsweise Basen ein. Markiere in Reaktionen die zusammengehörigen konjugierten Säure-Base-Paare.

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Nutze Ka, Kb, pKa und pKb, um die Stärke schwacher Säuren und Basen zu vergleichen. Begründe, warum ein kleiner pKa-Wert eine stärkere Säure und eine schwächere konjugierte Base kennzeichnet.

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Beschreibe die Autoprotolyse des Wassers und verwende das Ionenprodukt Kw. Berechne pH, pOH sowie die Konzentrationen von H₃O⁺ und OH⁻ und beachte, dass der Neutralpunkt temperaturabhängig ist.

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Berechne den pH vollständig dissoziierter starker Säuren und Basen aus ihrer Konzentration und stöchiometrischen Protonen- beziehungsweise Hydroxidionenzahl. Kontrolliere das Ergebnis mit pH + pOH = pKw.

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Stelle für eine schwache Säure oder Base das Dissoziationsgleichgewicht auf und bestimme daraus den pH. Prüfe, wann die übliche Näherung gegenüber einer vollständigen quadratischen Lösung zulässig ist.

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Verfolge die schrittweise Protonenabgabe mehrprotoniger Säuren anhand ihrer aufeinanderfolgenden pKa-Werte. Bestimme aus pH und pKa, welche Protonierungsform überwiegend vorliegt.

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Erkläre, wie ein Gemisch aus schwacher Säure und konjugierter Base zugesetzte H₃O⁺- oder OH⁻-Ionen abfängt. Formuliere die zugehörigen Reaktionen und erkenne, warum Verdünnung und Überlastung die Pufferwirkung begrenzen.

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Berechne mit der Henderson-Hasselbalch-Gleichung den pH oder das benötigte Verhältnis von Säure zu konjugierter Base. Interpretiere dabei, wie sich eine Änderung dieses Verhältnisses auf den pH auswirkt.

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Lies aus der Titrationskurve einer schwachen Säure den Pufferbereich, den Halbäquivalenzpunkt und den pKa-Wert ab. Unterscheide diese Bereiche vom Äquivalenzpunkt, an dem die ursprüngliche Säure stöchiometrisch umgesetzt ist.

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Wähle einen Puffer mit einem pKa nahe dem gewünschten pH und beurteile seine Pufferkapazität. Begründe den Einfluss des Säure-Base-Verhältnisses, der Gesamtkonzentration und der Verdünnung.

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Plane eine einfache Pufferlösung vom Ziel-pH bis zum Endvolumen: Puffersystem auswählen, Komponentenverhältnis berechnen und Stoffmengen oder Volumina bestimmen. Löse die Komponenten zunächst in weniger als dem Endvolumen, stelle den pH ein und fülle anschließend auf.

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Vergleiche Farbindikatoren mit der Messung durch eine Glaselektrode und wähle die passende Methode für die benötigte Genauigkeit. Kalibriere ein pH-Meter mit Standardpuffern, spüle die Elektrode korrekt und berücksichtige Temperatur sowie Messunsicherheit.

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Vergleiche den Phosphatpuffer mit der Pufferwirkung ionisierbarer Gruppen in Proteinen, besonders Histidin. Ordne ein, warum diese Systeme vor allem in Zellen und anderen proteinreichen Kompartimenten wirksam sind.

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Verfolge das gekoppelte Gleichgewicht CO₂–H₂CO₃–HCO₃⁻ und die beschleunigende Rolle der Carboanhydrase. Erkläre, warum der Hydrogencarbonatpuffer als offenes System durch CO₂-Abgabe über die Lunge und Hydrogencarbonat-Regulation beeinflusst werden kann.

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Wiederhole dieses Kapitel mit Übungen, die auf deinen Fehlern basieren.