Přehled základních pojmů z obecné chemie

Chemické vazby   Uskutečnitelnost reakcí   Roztoky   Kyseliny a báze   Oxidace a redukce

Kyseliny a báze

Podle obecně užívané teorie Brønstedta a Lowryho:

  • kyseliny jsou látky, které mají schopnost odštěpovat protony (H+)
  • báze jsou látky, které mohou proton (H+) přijímat.

  • čtěte ZDE: Protony

    Např.   HNO3 je kyselina:                     HNO3 →  H+  +  NO3-  

                 NH3 je  báze:                          NH3  + H+  → NH4+  

    Anion, který vzniká z kyseliny po odštěpení protonu se označuje jako konjugovaná báze. Kyselina a její konjugovaná báze tvoří spolu tzv. konjugovaný pár.

                 HA              H+   +    A-                                                 Př.:          HCl         H+  + Cl-
                    kyselina
     proton + konjug. báze                                 chloridový anion je konjugovanou bází

                                   konjugovaný pár

    Z báze po přijetí protonu vzniká konjugovaná kyselina a obdobně báze se svou konjugovanou kyselinou tvoří konjugovaný pár (např. NH3 báze, NH4+ konjugovaná kyselina). 

    Schopnost kyseliny odštěpovat protony se projeví pouze v přítomnosti zásady, která je ochotná proton přijmout a naopak vlastnosti báze se projeví v přítomnosti látky s kyselým charakterem, která proton odštěpuje. Konjugovaný pár tedy nemůže existovat izolovaně, ale pouze v kombinaci s jiným konjugovaným párem. Ve vodných roztocích jako druhý konjugovaný pár často vystupuje voda. Obecně je možno každou protolytickou reakci psát ve tvaru:

     AH      +      B            A-      +      BH+                                           HCl    +    H2O          Cl-    +  H3O+

    kyselina      báze        konj. báze    konj. kyselina                     kyselina       báze       konj. báze    konj. kyselina

     

     

     

     

     

     

     

    Ion H3O+, který se vyskytuje ve vodných roztocích kyselin se nazývá oxoniový kation.

    Voda může protony vázat i uvolňovat, může se tedy chovat jako kyselina i jako zásada.

  • Voda jako kyselina, např.: H2O + NH3   →  OH- + NH4+
  • Voda jako báze, např.: H2CO3 + H2O   →   HCO3- + H3O+

    Látky, které mají schopnost uvolňovat i přijímat protony, vykazují vlastnosti kyseliny i báze, se nazývají amfiprotní (amfoterní). Pro pochopení stupnice pH je dobré rozumět autoprotolýze vody.

  • čtěte více ZDE: Autoprotolýza vody

    Stupnice pH. Kyselost prostředí se hodnotí podle koncentrace vodíkových iontů. Roztok, ve kterém jsou koncentrace oxoniových a hydroxidových iontů shodné, tedy [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol.l-1, označujeme jako neutrální. Roztoky, ve kterých je [H3O+] větší než 10-7 mol.l-1, jsou kyselé a roztoky s [H3O+] menší než 10-7 mol.l-1 označujeme jako zásadité. Byl zaveden vodíkový exponent pH, definovaný jako záporný dekadický logaritmus koncentrace vodíkových iontů (protonů).

    pH  =  - log [H3O+]

    Obdobně lze definovat veličinu pOH pro hydroxidové ionty, tzn. pOH = - log [OH-]. Veličiny pH a pOH jsou ve vzájemném vztahu daném iontovým součinem vody:  pH  +  pOH  =  14

    Vztah mezi pH a koncentrací vodíkových iontů shrnuje tabulka:

    Veličina

    Kyselý roztok

    Neutrální roztok

    Zásaditý roztok

    Koncentrace H3O+ (mol/l)

    > 10-7

    10-7

    < 10-7

    Hodnota pH

    pH < 7

    pH = 7

    pH > 7

    Ze známé koncentrace vodíkových (či OH-) iontů lze vypočítat hodnotu pH a naopak, ze zjištěné hodnoty pH lze odvodit koncentraci [H3O+] ze vztahu [H3O+] = 10-pH.

    Vzorové příklady:

    Jaká je hodnota pH roztoku, je-li koncentrace H3O+ 1 mmol/l?

    Řešení: [H3O+] se rovná 10-3 mol/l. Podle definice: pH = - log [H3O+] = - log 10-3 = - (-3) = 3

     

    Vypočítejte koncentraci oxoniových kationtů, je-li pH rovno 2,3.

    Řešení: Z definice pH = - log [H3O+] se vyjádří [H3O+]:  - pH = log [H3O+], 10-pH = 10log[H3O+], 10-pH = [H3O+]

    [H3O+]  =  10-2,3. Pomocí kalkulátoru s funkcí 10x získáme výsledek [H3O+]  =  5 . 10-3 mol/l.

     

    Průměrné hodnoty pH vybraných roztoků (tekutin) uvádí tabulka:

    Roztok

    1

    2

    3

    4

    5

    6

    7

    8

    9

    10

    11

    Žaludeční šťáva

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

    Citronová šťáva

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

    Coca-Cola

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

    Ocet

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

    Pomerančový džus

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

    Pivo

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

    Minerální vody

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

    Moč

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

    Vodovodní voda

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

    Mléko

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

    Sliny

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

    Slzy

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

    Antacida

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

    Roztok NaOH

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

    Silné a slabé kyseliny a zásady. Silné kyseliny patří mezi silné elektrolyty. Protože ve vodných roztocích prakticky zcela disociují, je koncentrace H3O+ u jednosytné silné kyseliny rovna celkové koncentraci kyseliny a pH = -log ckys. K nejznámějším silným kyselinám se řadí kyselina sírová, dusičná, chlorečná a chloristá. Z bezkyslíkatých kyselin je to pouze kyselinu chlorovodíková, bromovodíková a jodovodíková.

    Slabé kyseliny patří mezi slabé elektrolyty. Při rozpouštění ve vodě se v roztoku ustanovuje rovnováha mezi nedisociovanými molekulami a vzniklými ionty, která je charakterizována disociační konstantou KA či jejím záporným dekadickým logaritmem pKA.

    HA  +  H2O    A-  +  H3O+                          pKA  =  - log KA

    Ke slabým kyselinám řadíme téměř všechny organické kyseliny a zbylé minerální kyseliny. Hodnota pH slabé kyseliny je vždy vyšší než pH silné kyseliny se stejnou koncentrací (na kyselosti se podílí pouze disociované H+ ionty), do výpočtu je zahrnuta disociační konstanta.

    Mezi silné zásady patří hydroxidy alkalických kovů a kovů alkalických zemin (NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2, Mg(OH)2). V roztoku jednosytných silných hydroxidů, např. NaOH nebo KOH, je v důsledku jejich úplné disociace koncentrace OH- iontů rovna koncentraci hydroxidu. Vztah pro výpočet pH se odvodí z vztahu pH + pOH = 14, odtud pH = 14 - pOH, a po dosazení: pH = 14 + log cOH.

    Mezi slabé báze patří zejména amoniak NH3, všechny typy aminů (viz kapitola 4), dusíkaté heterocyklické báze, hydroxidy ostatních kovů.

    Vzorový příklad:
    Vypočtěte pH roztoku kyseliny chlorovodíkové o koncentraci 0,0001 mol .l-1.
    Řešení: Kyselina chlorovodíková je silný elektrolyt, v roztoku zcela disociuje: HCl + H2O   →   Cl- + H3O+.
    Koncentrace H3O+ proto odpovídá celkové koncentraci HCl. [H3O+] = cHCl = 0,0001 mol.l-1    =>    pH = -log [H3O+] = -log 0,0001 = - log 10 -4 = 4

     

    Pufry

    Hlavní význam pufrů spočívá v možnosti přesného nastavení pH, v udržování daného pH a ve schopnosti tlumit výkyvy pH způsobené omezeným přídavkem kyseliny či zásady. Pufry, neboli tlumivé roztoky, jsou nejčastěji dvojsložkové systémy obsahující roztoky slabých kyselin a jejich solí nebo slabých zásad a jejich solí. Účinný pufr musí obě složky obsahovat v řádově si odpovídajících koncentracích. Jednoduchým příkladem je pufr složený ze slabé kyseliny a její soli, např. kyselina octová a octan sodný – octanový (acetátový) pufr. Chování pufru při přídavku silné kyseliny či zásady je možno popsat následujícím způsobem:

    Po přídavku H+ iontů (protonů) do pufru dochází k jejich reakci s octanovým aniontem za vzniku slabé kyseliny octové:

    CH3COO-   +   H+           CH3COOH

    Volné ionty H+ (protony) jsou tím převedeny na slabou kyselinu, pH roztoku se podstatně nemění. Podobně po přídavku OH- dojde k jejich následné reakci s kys. octovou a  pH pufru se opět výrazně nemění:

    CH3COOH   +   OH-      CH3COO-   +   H2O

    pH pufru lze spočítat dle Hendersonovy-Hasselbalchovy rovnice:

    kde pKA je záporný dekadický logaritmus disociační konstanty slabé kyseliny, cA je látková koncentrace kyselé složky pufru a cB je látková koncentrace bazické složky pufru. Pufr může být rovněž tvořen roztoky solí vícesytných kyselin. Typickým příkladem je fosfátový pufr tvořený směsí H2PO4- a HPO42- (např. NaH2PO4 + Na2HPO4). Také pro tento pufr platí Henderson-Hasselbalchova rovnice. Do rovnice dosazujeme za cA (koncentrace slabé kyseliny) hodnotu [H2PO4-] a za cB (koncentrace konjugované zásady) hodnotu [HPO42-]. Hodnota KA je disociační konstanta H2PO4-. Pufrační systémy v organismu jsou popsány v kapitole 30.

    HOME

    Literatura:
    Jiří Dostál, Hana Paulová, Jiří Slanina, Eva Táborská: Biochemie pro posluchače bakalářských oborů (Brno, 2009).

    Copyright © 2011, Biochemický ústav, Lékařská fakulta, Masarykova univerzita
    Správce stránky: jrslanina(zavináč)med(tečka)muni(tečka)cz
    Stránky vznikly s podporou FOND ROZVOJE VYSOKÝCH ŠKOL, projekt č. 2482/2011