Der Blutpuffer beim Sprint
AFB I–IIDer pH-Wert des Blutes liegt zwischen 7,35 und 7,45. Den wichtigsten Puffer bilden Kohlensäure und Hydrogencarbonat-Ionen; Kohlensäure steht mit gelöstem Kohlenstoffdioxid im Gleichgewicht, das über die Lunge abgeatmet wird (M1). Beim Sprint gelangt Milchsäure aus den Muskeln ins Blut. Bei starker Aufregung atmen manche Menschen sehr schnell und tief (Hyperventilation); es kommt zu Kribbeln und Krämpfen.
| Gleichgewicht | Bemerkung |
|---|---|
| \(\ce{CO2(aq) + H2O <=> H2CO3}\) | \(\ce{CO2}\) wird in der Lunge abgeatmet |
| \(\ce{H2CO3 + H2O <=> HCO3- + H3O+}\) | \(\mathrm{p}K_S = 6{,}52\) (25 °C) |
| Verhältnis im Blut | \(n(\ce{HCO3-}) \gg n(\ce{H2CO3})\) |
- Nennen Sie die beiden Komponenten des Blutpuffers mit Formel.
- Stellen Sie die Reaktionsgleichungen für das Abfangen von Oxonium-Ionen (aus der Milchsäure) und von Hydroxid-Ionen durch den Blutpuffer auf.
- Erklären Sie mithilfe von M1, weshalb der pH-Wert des Blutes bei Hyperventilation steigt.
- Deuten Sie die Tatsache, dass der Blut-pH-Wert (7,4) deutlich über dem \(\mathrm{p}K_S\)-Wert der Kohlensäure liegt, und schließen Sie daraus, gegen welche Belastung der Blutpuffer besonders gut gerüstet ist.
Hinweise
Hinweis zu Aufgabe a)
Hinweis zu Aufgabe b)
Hinweis zu Aufgabe c)
Hinweis zu Aufgabe d)
Erwartungshorizont
Erwartungshorizont zu Aufgabe a)
Kohlensäure \(\ce{H2CO3}\) (Puffersäure) und Hydrogencarbonat-Ion \(\ce{HCO3-}\) (Pufferbase).
Erwartungshorizont zu Aufgabe b)
\(\ce{HCO3- + H3O+ -> H2CO3 + H2O}\) (danach \(\ce{H2CO3 -> CO2 + H2O}\), \(\ce{CO2}\) wird abgeatmet).
\(\ce{H2CO3 + OH- -> HCO3- + H2O}\).
Erwartungshorizont zu Aufgabe c)
Durch schnelles, tiefes Atmen wird vermehrt \(\ce{CO2}\) abgegeben. Nach Le Chatelier verschiebt sich das erste Gleichgewicht nach links (Kohlensäure zerfällt), dadurch sinkt \(c(\ce{H2CO3})\); das zweite Gleichgewicht verschiebt sich ebenfalls nach links, Oxonium-Ionen werden verbraucht. \(c(\ce{H3O+})\) sinkt, der pH-Wert steigt (respiratorische Alkalose).
Erwartungshorizont zu Aufgabe d)
Wäre das Verhältnis 1 : 1, läge der pH-Wert beim \(\mathrm{p}K_S\) (6,5; im Körper etwa 6,1). Der höhere pH-Wert zeigt, dass deutlich mehr \(\ce{HCO3-}\) als \(\ce{H2CO3}\) vorliegt. Damit steht viel Pufferbase zur Verfügung: Der Blutpuffer fängt vor allem Säuren gut ab — passend, denn der Stoffwechsel liefert überwiegend saure Produkte (Milchsäure, \(\ce{CO2}\)). Zusätzlich kann überschüssige Kohlensäure als \(\ce{CO2}\) abgeatmet werden, sodass das System offen ist und seine Kapazität für Säuren noch steigt.
Ein Ammoniumpuffer nach Maß
AFB II–IIIFür einen Versuch wird ein Ammoniumpuffer mit pH 9,25 benötigt: 100 mL, in denen Ammoniak und Ammonium-Ionen jeweils mit \(c = 0{,}10\,\mathrm{mol\,L^{-1}}\) vorliegen. Im Chemikalienschrank stehen die Stoffe aus M2.
| Chemikalie | Angabe |
|---|---|
| Ammoniumchlorid \(\ce{NH4Cl}\) (fest) | \(M = 53{,}49\,\mathrm{g\,mol^{-1}}\) |
| Ammoniak-Lösung | \(c = 1{,}0\,\mathrm{mol\,L^{-1}}\) |
| Salzsäure | \(c = 1{,}0\,\mathrm{mol\,L^{-1}}\) |
| destilliertes Wasser, Messkolben 100 mL, Waage, Vollpipetten |
- Planen Sie zwei verschiedene Wege, den Puffer aus den Chemikalien in M2 herzustellen, mit Mengenangaben.
- Begründen Sie, dass der Puffer den pH-Wert 9,25 besitzt, und stellen Sie den Bezug zur Titrationskurve von Ammoniak mit Salzsäure her.
- Ermitteln Sie die Pufferkapazität des Puffers gegenüber Salzsäure und gegenüber Natronlauge (jeweils 1,0 mol/L) in mL.
- Beurteilen Sie den Vorschlag: „Um die Kapazität zu verdoppeln, gibt man einfach die doppelte Menge Ammoniak-Lösung hinzu.“
Hinweise
Hinweis zu Aufgabe a)
Hinweis zu Aufgabe b)
Hinweis zu Aufgabe c)
Hinweis zu Aufgabe d)
Erwartungshorizont
Erwartungshorizont zu Aufgabe a)
Benötigt: je \(10\,\mathrm{mmol}\) \(\ce{NH3}\) und \(\ce{NH4+}\).
Weg 1: \(0{,}535\,\mathrm{g}\) Ammoniumchlorid (\(10\,\mathrm{mmol}\cdot53{,}49\,\mathrm{g\,mol^{-1}}\)) und 10,0 mL Ammoniak-Lösung in den Messkolben geben, lösen, auf 100 mL auffüllen.
Weg 2 (Halbneutralisation): 20,0 mL Ammoniak-Lösung (20 mmol) und 10,0 mL Salzsäure (10 mmol) in den Messkolben geben; \(\ce{NH3 + H3O+ -> NH4+ + H2O}\) liefert 10 mmol \(\ce{NH4+}\), 10 mmol \(\ce{NH3}\) bleiben; auf 100 mL auffüllen.
Erwartungshorizont zu Aufgabe b)
\(K_S(\ce{NH4+}) = \dfrac{c(\ce{H3O+})\cdot c(\ce{NH3})}{c(\ce{NH4+})}\); mit \(c(\ce{NH3}) = c(\ce{NH4+})\) folgt \(c(\ce{H3O+}) = K_S\), also \(\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_S = 14 - 4{,}75 = 9{,}25\).
Weg 2 entspricht dem Halbäquivalenzpunkt der Titration von Ammoniak mit Salzsäure; dort verläuft die Kurve besonders flach — das ist der Pufferbereich.
Erwartungshorizont zu Aufgabe c)
Salzsäure verbraucht \(\ce{NH3}\): 10 mmol → 10 mL Salzsäure (1,0 mol/L). Natronlauge verbraucht \(\ce{NH4+}\): 10 mmol → 10 mL Natronlauge. Bereits vorher, wenn eine Komponente weitgehend aufgebraucht ist, ändert sich der pH-Wert merklich; die praktisch nutzbare Kapazität ist daher etwas kleiner.
Erwartungshorizont zu Aufgabe d)
Der Vorschlag ist nur teilweise richtig. Mehr Ammoniak erhöht zwar die Kapazität gegenüber Säure (20 mmol \(\ce{NH3}\)), die Kapazität gegenüber Natronlauge bleibt aber bei 10 mmol, weil sie von \(\ce{NH4+}\) abhängt. Zudem ist das Verhältnis nicht mehr 1 : 1, der pH-Wert liegt über 9,25 — der Puffer hätte nicht mehr den geforderten pH-Wert. Richtig wäre, beide Komponenten zu verdoppeln (Weg 1: 1,07 g \(\ce{NH4Cl}\) und 20 mL Ammoniak-Lösung auf 100 mL).