Säure-Base & pH

Kein biologisches System überlebt, ohne seinen pH eng zu regeln: Säuren geben Protonen ab, Basen nehmen sie auf, und der pH-Wert ist der negative Logarithmus von [H⁺].

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Der Beitrag

Am Carlsberg-Laboratorium in Kopenhagen definierte der dänische Biochemiker Søren Sørensen im Jahr 1909 den pH-Wert — zunächst p_H geschrieben —, um den Säuregrad der Bierwürze während der Gärung zu erfassen. Die Schreibweise war bewusst mathematisch gewählt: pH = −log₁₀[H⁺], der negative dekadische Logarithmus der Wasserstoffionenkonzentration. Den Ausschlag gab die Bequemlichkeit: Solche Konzentrationen erstrecken sich über riesige Bereiche, und der Logarithmus staucht sie. Es zeigte sich aber, dass die Skala genau dorthin trifft, wo biologische Systeme auf Säuregrad reagieren: Die meisten Enzyme antworten logarithmisch auf H⁺. Die Buchführung eines Brauereichemikers hatte versehentlich die Skala gefunden, auf der das Leben selbst Buch führt.

Säuren geben Protonen ab, Basen nehmen sie auf. Die Definition von Brønsted und Lowry (1923) liest die Chemie der Säuren damit als eine Chemie der Übergabe: Jede Säure-Base-Reaktion ist ein Proton, das den Besitzer wechselt, und aufgefangen wird es fast immer vom Wasser. Wasser selbst ist schwach amphoter; in der Autoprotolyse stellt sich ein winziges Gleichgewicht aus H₃O⁺ und OH⁻ ein, dessen Produkt [H⁺][OH⁻] bei Raumtemperatur auf 10⁻¹⁴ festliegt. Reines Wasser liegt bei pH 7, darunter wird es sauer, darüber basisch; die praktische Skala reicht von der Batteriesäure nahe null bis zum Rohrreiniger nahe vierzehn. Der größte Teil der interessanten Chemie spielt sich mit schwachen Säuren und Basen ab — solchen, die nur teilweise dissoziieren —, und für sie genügt eine einzige Gleichung.

Diese Gleichung stammt von Henderson und Hasselbalch: pH = pKs + log([A⁻]/[HA]). Sie besagt, dass der pH einer Lösung schwacher Säure nicht an den absoluten Konzentrationen hängt, sondern am Verhältnis von Säureform zu korrespondierender Base. Der pKs ist eine Eigenschaft des Moleküls, das Verhältnis dagegen etwas, das die Umgebung verschieben kann. Aus dieser einen Beziehung folgt alles Weitere: Titrationskurven, die Aufnahme von Arzneistoffen durch die Darmwand, die Entscheidung der Niere darüber, was ausgeschieden wird. Ein Puffer — eine schwache Säure zusammen mit ihrer korrespondierenden Base in ungefähr gleichen Anteilen — hat die bemerkenswerte Eigenschaft, sich einer pH-Änderung zu widersetzen: Kommt H⁺ hinzu, fängt die Base es ab; kommt OH⁻ hinzu, gibt die Säure ein Proton zur Neutralisation her. Am besten arbeitet ein Puffer, wenn beide Formen gleich häufig sind, also bei pH ≈ pKs. Dass Blut im schmalen Band zwischen 7,35 und 7,45 bleibt, dass ein See sauren Regen lange wegsteckt, bis er es eben nicht mehr tut, dass ein Aquarium überhaupt am Leben zu halten ist — dahinter steht jedes Mal Pufferchemie, nur auf anderer Skala.

Warum jetztDie folgenreichste Geschichte der Gegenwart heißt Ozeanversauerung. Etwa ein Drittel des CO₂, das die Menschheit in die Atmosphäre entlässt, landet gelöst im Meerwasser, bildet dort Kohlensäure und verschiebt den Carbonatpuffer in Richtung H⁺. Der pH der Meeresoberfläche ist von vorindustriell 8,2 auf rund 8,1 in den 2020er Jahren gefallen — eine Bewegung um 0,1 Einheiten, die auf einer logarithmischen Skala rund 30 % mehr Wasserstoffionen bedeutet, zusammengekommen in zwei Jahrhunderten, und das vor dem Hintergrund eines Ozeans, der zig Millionen Jahre chemisch stabil geblieben war. Am stärksten trifft es die kalkbildenden Organismen: Korallen, Austern und das Plankton mit Carbonatschalen, an dem die marinen Nahrungsnetze hängen. Im saureren Meer wird gelöstes Carbonat knapp, Schalen sind schwerer zu bauen und lösen sich leichter wieder auf. Die Skala, die Sørensen 1909 für eine Brauerei entworfen hat, misst heute eines der größten chemischen Experimente, die je auf einem Planeten gelaufen sind.