1 Roztoky elektrolytů: pH, hydrolýza solí, pufry Ó Biochemický ústav LF MU (E.T.) 2013 2 Pojmy, jejichž znalost ze střední školy je nezbytná pro porozumění přednášené látce : • elektrolyty, jejich chování, typy elektrolytů • chemická rovnováha, její ovlivnění, rovnovážná konstanta • kyseliny, zásady, konjugované páry, • autoprotolýza vody, pH • silné a slabé kyseliny a zásady • výpočet pH silných kyselin a zásad • hydrolýza solí Tyto pojmy jsou zopakovány ve skriptu Lékařská chemie I 3 Elektrolyty + - + - Látky, které při interakci s molekulami polárního rozpouštědla disociují na ionty 4 Silné elektrolyty: AB (s) " A+ (aq) + B-(aq) Disociace je úplná Slabé elektrolyty: AB (s) " AB(aq) D A+ (aq) + B-(aq) Disociace je částečná H2O H2O Klasifikace elektrolytů Srovnejte šipky u rovnic disociace: Silný elektrolyt " Slabý elektrolyt D 5 Elektrolyty Silné silné kyseliny silné hydroxidy všechny soli Slabé slabé kyseliny slabé zásady Pozor!!! Všechny soli až na několik vyjímek (např.citrát vápenatý) úplně disociují – jsou silné elektrolyty (nezaměňujte s hydrolýzou solí !!!!!!!!!!!) 6 V koncentrovanějších roztocích silných elektrolytů se jednotlivé ionty nechovají jako nezávislé Jejich chování je ovlivněno elektrostatickými interakcemi s ionty v okolí Zředěný roztok Koncentrovanější roztok Aktivita iontů v roztocích silných elektrolytů Kation a anion silného elektrolytu 7 ai = gi ci gi ...... aktivitní koeficient ci……koncentrace g £ 1 Chování iontů závisející na množství iontů popisuje aktivita Výpočet aktivitního koeficientu z Debye-Hűckelova vztahu: Z- náboj iontu, I-iontová síla roztoku Aktivita je mírou interakce iontů v roztoku s okolím 8 Příklady hodnot aktivitních koeficientů g : c = 0.01 mol/l c = 0.1 mol/l c = 1 mol/l HCl 0.97 0.92 0.78 NaCl 0.95 0.83 0.61 H2SO4 0.81 0.61 < 0.50 g 9 Iontová síla roztoku Je funkcí koncentrace a náboje iontů, charakterizuje celkovou „koncentraci náboje” v roztoku. Ovlivňuje aktivitu iontů. ci – koncentrace daného iontu zi - náboj daného iontu 10 Jaká je iontová síla roztoku Na2SO4 o koncentraci 0,1 mol/l ? Řešení: c1= c(Na+) = 2 ∙ 0,1 = 0,2 mol/l c2 = c(SO42-) = 0,1 mol/l z1= z(Na+) = 1 z2 = z(SO42-) = 2 Na2SO4 ® Na+ + Na+ + SO42- ® 2 Na+ + SO42- I = ½ (0,2 ∙12 + 0,1 ∙ 22) = 0,1 + 0,2 = 0,3 mol/l 11 Typ soli koncentrace csoli cčástic Iontová síla I Na+Cl– csoli 2 csoli csoli Ca2+Cl2– csoli 3 csoli 3 csoli Zn2+SO42– csoli 2 csoli 4 csoli Fe3+Cl3– csoli 4 csoli 6 csoli Koncentrace, koncentrace iontů a iontová síla soli Jakou iontovou sílu má fyziologický roztok NaCl? Iontová síla krevní plazmy má prakticky konstantní hodnotu 0,16 mol/l, naproti tomu iontová síla moče je velmi variabilní 12 Pojem kyseliny a zásady (podle Brønsteda) Kyselina: látka, která odštěpuje H+ HA " H+ + A- kyselina konjugovaná báze Zásada (báze): látka, která váže H+ B + H+ " BH+ báze konjugovaná kyselina Acidobazické reakce 13 Konjugovaný pár kyselina /zásada HA + B " A- + BH konjugovaný pár konjugovaný pár 14 Ionizace vody Voda je velmi slabý elektrolyt Má amfiprotický charakter, může vázat nebo uvolňovat protony Autoprotolýza vody 2 H2O D H3O+ + OH− Kc=1x10-16 Iontový součin vody: Kw = [H3O+] x [OH-] = 10−14 mol2 l−2. 15 Kyseliny a báze ve vodě HA + H2O H3O+ + A- Kyselina B + H2O BH+ + OH- Báze Voda je bází, váže protony kyseliny Zdrojem protonů pro bázi je voda (chová se jako kyselina) 16 Výpočty pH silných kyselin a zásad (opakování látky střední školy, bude krátce zopakováno na semináři 2, viz též skripta LCH I, ) Silné kyseliny a silné hydroxidy jsou silnými elektrolyty. Ve zjednodušených výpočtech předpokládáme, že ve vodě zcela disociují HA + H2O ® H3O+ + A- U jednosytné kyseliny je pak koncentrace H+ stejná jako celková koncentrace cHA a pH lze počítat jako pH = - log H3O+ = - log cHA Obdobně platí pro silné zásady 17 Jaké pH má ocet ? Jaké pH má roztok kyseliny askorbové? Proč mohu pít roztok kyseliny uhličité, fosforečné a ne roztok kyseliny sírové ? pH slabých kyselin a zásad 18 Disociace slabých kyselin a zásad Slabá jednosytná kyselina Slabá jednosytná zásada HA + H2O H3O+ + A- B + H2O BH+ + OH- rovnovážná konstanta disociační konstanta protonizační konstanta 19 Co nám říká hodnota pKA (pKB) ? • síla kyseliny nebo zásady 1- 3…………..středně silná 4-8…………….slabé >8…………….velmi slabé pK = - log K ~ pKA KA, KB – disociační (protonizační) konstanty 20 pKA hodnoty slabých kyselin 21 pKB hodnoty slabých zásad Čím silnější je báze, tím slabší je konjugovaná kyselina 22 Vztah KA a KB ( pKA a pKB) pKA+ pKB = 14 KA . KB = Kv = 1. 10-14 23 NH3 + H2O D NH4+ + OH- NH3 jako zásada NH4+ + H2O D NH3 + H3O+ NH+4 jako kyselina Příklad: Chování amoniaku NH3 ve vodě 24 Zjednodušené výpočty pH slabých kyselin a zásad Slabá jednosytná kyselina o celkové koncentraci cHA HA + H2O H3O+ + A- 25 Pro úpravu vztahu zavedeme 2 zjednodušení: 1.Koncentrace disociovaných molekul u slabé kyseliny je velmi malá ve srovnání s nedisociovanými: cHA>> H+ [HA] = (cHA – [H+]) Þ [HA] @ cHA 2. Z jedné molekuly vzniká disociací stejný počet kationtů a aniontů: Þ [H+] = [A-] cHA-celková koncentrace všech molekul [HA] – koncentrace nedisociovaných molekul 26 pH = - log H+ = - log pH slabé kyseliny závisí na její koncentraci a pKA hodnotě Pravidla logaritmování: Ølogaritmus součinu x.y= součtu logaritmů (logx + log y) Ølogarimus odmocniny x = 1/2 log x pKA 27 Porovnání pH silné a slabé kyseliny o stejné koncentraci CH3COOH c=0,1 mol/l pKA = 4,7 pH = 2,35 + 0,5 = 2,85 HCl c=0,1 mol/l pH = -log cHA = - log 0,1 = 1 Hodnotu pH ovlivňují všechny H+ ionty – kyselina je plně disociována Hodnotu pH ovlivňují pouze disociované H+ ionty 28 Slabá jednosytná báze: B + H2O BH+ + OH- 29 Disociace vícesytných slabých kyselin (např. H2S, H2CO3, H3PO4) H2A + H2O HA- + H3O+ HA- + H2O A2- + H3O+ 30 Hodnoty pKA u vícesytných kyselin se obvykle výrazně liší Pokud koncentrace kyseliny není příliš nízká a rozdíl v pK je větší jak 3, ionizaci do dalšího stupně lze zanedbat a uvažovat, že ve vodném roztoku převažují ionty z disociace do 1. stupně. Neplatí tedy pro kys. sírovou, kterou zjednodušeně pokládáme za silnou dvojsytnou kyselinu) 31 Všechny soli disociují ve vodném roztoku, ale jen některé hydrolyzují MCj00787110000[1] Hydrolyzují pouze ty soli, v nichž je obsažen kation slabé zásady nebo anion slabé kyseliny Soli vznikají reakcí mezi kyselinou a zásadou – neutralizací. Při neutralizační reakci není vždy výsledné pH neutrální. Hydrolýza solí Hydrolýza soli = reakce aniontů slabých kyselin nebo kationtů slabých zásad s vodou ovlivňuje pH roztoku soli 32 Cl- CH3COO- H2O CH3COOH + OH- Cl- je divácký (spectator) anion, nereaguje s vodou CH3COO- je anion slabé kyseliny, má tendenci reagovat s vodou a tvořit kyselinu octovou. Reakcí s vodou se vytvoří takové množství CH3COOH, aby byla zachována rovnováha daná disociační konstantou Rozdíly v reaktivitě iontů („silné“ a „slabé“ ionty*) *V klinické biochemii se anionty silných kyselin označují jako silné ionty animace 33 Ion, který reaguje s vodou ovlivňuje pH roztoku 34 Proč má mýdlo alkalickou reakci ? Proč je roztok sody (Na2CO3) alkalický ? Proč je roztok Na3PO4 alkalický ? 35 Příklad 1: CH3COONa - octan sodný (sůl slabé kys. octové a silného hydroxidu sodného) 1. Disociace CH3COONa " CH3COO- + Na+ 2. Hydrolýza aniontu slabé kyseliny CH3COO- + H2O D CH3COOH + OH- pH je mírně zásadité 36 Příklad 2: NH4Cl - chlorid amonný (sůl slabé báze amoniaku a silné kyseliny chlorovodíkové, také např. pyridinium chlorid, pyrrolidinium bromid atd.) 1. Disociace NH4Cl " NH4+ + Cl- 2. Hydrolýza kationtu slabé báze NH4+ + H2O D H3O+ + NH3 pH je mírně kyselé 37 Příklad 3: CuCl2 - chlorid měďnatý (sůl kationtu Cu2+ odvozeného od slabého hydroxidu a silné kyseliny chlorovodíkové) 1. Disociace CuCl2 " Cu2+ + 2Cl- pH je mírně kyselé 3. Hydrolýza komplexního aquakationtu [Cu(H2O)6 ]2+ + H2O D [Cu(H2O)5OH]+ + H3O+ 2. Vznik aquakomplexu Cu2+ + 6 H2O " [Cu(H2O)6]2+ 38 Příklad 4 NH4NO2 (sůl slabé báze amoniaku a slabé kyseliny dusité) 1. Disociace NH4NO2 " NH4+ + NO2- 2. Hydrolýza kationtu slabé báze a aniontu slabé kyseliny NH4+ + H2O D NH3 + H3O+ NO2- + H2O D HNO2 + OH- pH≈7 39 Hydrolýza - souhrn kation anion pH Silná zásada Silná kyselina Slabá zásada Silná kyselina Silná zásada Slabá kyselina Slabá kyselina Slabá zásada Složení soli- původ iontů doplňte 40 Tlumivé roztoky (pufry) Látky, pomocí kterých lze: • nastavit přesnou hodnotu pH • udržet dané pH v určitých mezích • tlumit výkyvy pH způsobené omezeným přídavkem kyseliny či zásady. 41 Pufry jsou nejčastěji: • směs slabé kyseliny a její soli se silnou zásadou (kys. octová a octan sodný) • směs slabé zásady a její soli se silnou kyselinou (amoniak a chlorid amonný) • směs solí vícesytné kyseliny (hydrogenfosforečnan a dihydrogenfosforečnan sodný) 42 Složení pufru Příklad: roztok (CH3COOH + CH3COONa) (ve srovnatelných koncentracích) Částice přítomné v roztoku: CH3COO- CH3COOH Na+ H+ (hlavně ze soli z kyseliny ze soli z kyseliny) Rovnováha v roztoku: CH3COOH D CH3COO- + H+ Kyselina disociuje jen nepatrně, sůl je zcela disociována Přítomnost CH3COO- ze soli potlačuje disociaci CH3COOH 43 Př.: Do roztoku octanového pufru přidáme silnou kyselinu H+ ionty → porušíme rovnováhu •většina přidaných H+ je vázána jako slabá kyselina, její disociace je potlačena přítomností CH3COO- Rovnováha v roztoku se opět obnoví, část H+ iontů se sloučí na CH3COOH : CH3COO- + H+ CH3COOH Jak pufr působí http://www.chembio.uoguelph.ca/educmat/chm19104/chemtoons/chemtoons8.htm 44 CH3COOH + OH- CH3COO- + H2O Sníží se konc. CH3COOH, zvýší se koncentrace CH3COO- • přibylo iontů CH3COO-, část se přeměnila na CH3COOH Př.: Do roztoku přidáme silný hydroxid OH- ionty → porušíme rovnováhu Aby byla zachována rovnováha, část CH3COO- iontů se sloučí s H+ na CH3COOH 45 Hodnota pH pufru obecně Hendersonova-Hasselbalchova rovnice Pro kyselý pufr po úpravě Aniont soli je konjugovaná báze kyselina konj.báze zlogaritmováním 46 Pro zásaditý pufr (např.NH4Cl + NH3) Hendersonova-Hasselbalchova rovnice NH3 je báze NH4+ je konjugovaná kyselina 47 Henderson-Hasselbalchova rovnice v obecném tvaru cB – koncentrace bazické složky pufru (sůl slabé kyseliny u kyselého pufru nebo slabá báze u bazického pufru) cA– koncentrace kyselé složky pufru (slabá kyselina u kyselého pufru nebo sůl slabé báze u bazického pufru) 48 Na čem závisí pH pufru ? na hodnotě pKA na poměru koncentrace soli a kyseliny 49 49 Jaké bude pH octanového pufru připraveného z 0,2 l kyseliny octové, c=0,4 mol/l a 0,3 l octanu sodného c=0,2 mol/l ? Příklad: 50 Viz praktická cvičení Kapacita pufru - vyjadřuje účinnost pufru = množství H+ nebo OH- iontů , které je třeba přidat k 1 l pufru, aby se pH změnilo o 1 (resp. 0,1) Na čem závisí kapacita pufru ? •na poměru koncentrací obou složek •na koncentraci obou složek pufru 51 Kapacita je nejvyšší, jestliže cB/cA = 1 pak pH = pKA Změna poměru koncentrací po přídavku silné kyseliny nebo báze je nejmenší, jsou-li koncentrace soli i kyseliny stejné Závislost kapacity na poměru koncentrací log 1 = 0 52 Účinné pufry mají pH = pK ± 1 ( cB/cA = 1/10 -10 /1) Tedy pKA kyselé složky pufru musí být co nejbližší pufrované hodnotě pH Při stejném poměru obou složek pufru má větší kapacitu pufr s vyšší koncentrací 53 Pro určitý pokus potřebujete upravit pH vzorku vody na hodnotu pH = 4. Který z následujících pufrů můžete použít? a) borátový (H3BO3 + Na2B4O7, pKA = 9,24) b) acetátový (CH3COOH + CH3COONa, pKA = 4,76) c) fosfátový (NaH2PO4 + Na2HPO4, pKA = 7,20) Jak daný pufr připravíte? MCj00787110000[1] 54 Vztah pufru k titračním křivkám • titrační křivka vyjadřuje změny pH v průběhu titrace kyseliny zásadou nebo naopak • je to závislost pH na objemu přidaného titračního činidla nebo % neutralizace Např. titrace kys. octové hydroxidem sodným CH3COOH + NaOH ® CH3COONa + H2O Titrací vzniká sůl, v reakční směsi je v průběhu titrace směs kyseliny a soli – tedy směs je pufrem (na počátku jen kyselina, na konci jen sůl) 55 pH pKA Při 50% neutralizaci je v roztoku směs soli a kyseliny v poměru 1:1, je tedy účinným pufrem pH = pKA Oblast nejvyšší účinnosti pufru +1 -1 Titrace slabé kyseliny silnou zásadou (např. titrace kys. octové hydroxidem sodným) 10 ml CH3COOH c=0,1 mol/l ml NaOH 0,1 mol/l 10 5 CH3COOH + NaOH ® CH3COONa + H2O 56 Jak můžeme zjistit pKA slabé kyseliny? Máme k dispozici pH metr, příslušnou kyselinu a NaOH ???? 57 Vliv pH na disociaci slabých kyselin a bází Příklad: Kyselina mléčná, pKA = 3,86 V jakém stavu disociace se bude kyselina mléčná nacházet při pH a) 2 b) 3,86 c) 7,4 (fyziologické pH) ? Při pH=2 poměr cB/cA @ 1/100, tedy cca 99% molekul je v nedisociovaném stavu (-COOH) Při pH 2 převažuje nedisociovaná forma kyseliny a) pH=2 Z H.-H. rovnice lze odvodit, jaký bude poměr mezi disociovanou a nedisociovanou formou kyseliny nebo báze při různém pH 58 b) kys. mléčná, pH 3,86 (=pKA ) Při pH=pKA poměr cB/cA @ 1/1, tedy 50 % molekul je v nedisociovaném stavu (-COOH) a 50% je disociováno (COO-) c) kys. mléčná, pH 7,4 Při pH=7,4 poměr cB/cA > 1000/1, tedy cca 99% molekul je v disociovaném stavu (-COO-) Při pH 7,4 převažuje disociovaná forma kyseliny 59 Vliv pH na disociaci slabých kyselin pH Převažuje forma pH<>pKA -COO- •Při pH<> pKA je kyselina úplně disociována Pufrační účinky se směsí kyselina/sůl se mohou projevit jen při hodnotách pH blízkých pKA . (viz též snímek 52) Závěr: 60 HEPES (N-2-Hydroxyethylpiperazin-N'-2-ethansulfonová kyselina a její sůl pKA = 7,3 při 37°C Tris-(hydroxymethyl)-aminomethan a jeho amoniová sůl, pKA = 8,3 při 20°C MEG (N-methylglukamin) a jeho amoniová sůl pKA = 9,52 při 25°C Odhadněte, pro jaké přibližné hodnoty pH jsou vhodné tyto pufry? Pufry používané v biologii a biochemii - příklady N-Methylglucamine 61 pH citron 2,3 pepsikola 2,5 pomeranč 3,7 buňky prostaty 4,5 buňky kost. svalů 6,9 trombocyty 7,0 erytrocyt 7,3 osteoblasty 8,5 žaludeční šťáva 1,2–3 duoden. šťáva 6,5–7,6 žluč 6,2–8,5 moč 4,8–8 Jak se v těle udržuje konstantní hodnota pH ? KREV 7,36–7,44 62 Hraniční hodnoty pH (plná krev) pH = 7,4 Þ [H+] @ 40 nmol . l-1 pH = 6,80 [H+] @ 160 nmol . l-1 pH = 7,70 [H+] @ 20 nmol . l-1 63 Pufrační systémy v organismu pH krve 7,40 ± 0,04 Všechny pufrační systémy působí koordinovaně Pufr plná krev IST ICT HCO3−/H2CO3 + CO2 50 % HCO3− HCO3− Protein−/HProtein 45 % – proteiny HPO42−/H2PO4− 5 % anorg. fosfáty org. fosfáty 64 Hydrogenuhličitanový pufr (hydrogenkarbonátový) CO2 + H2O D H2CO3 D H+ + HCO3- •CO2 se rozpouští ve vodě a jeho malá část vytváří H2CO3 •Koncentrace H2CO3 závisí na koncentraci CO2 •Do rovnováhy zahrnujeme i CO2 [CO2 + H2CO3] = [H2CO3]ef efektivní koncentrace Její mírou je pCO2 nad roztokem (voda, 25 °C) pKAef = 6,37 65 Henderson-Hasselbalchova rovnice pro hydrogenuhličitanový pufr v krvi: parciální tlak CO2 v kPa 5,3±0,5 kPa Pro koeficient 0,22 a tlak v kPa se udává v mmol/l !!!!!! 24 ±3 mmol/l koeficient rozpustnosti pro CO2 pro krev (t =37 oC, vyšší iontová síla) pKAeff = 6,10 66 66 Poměr HCO3- / H2CO3 v krvi při pH 7,4 acidosa alkalosa 67 Jak působí hydrogenuhličitanový pufr ? H+ H+ + HCO3- H2CO3 CO2 + H2O CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3- plíce OH- OH- + H2CO3 HCO3- + H2O CO2 + H2O Otevřený systém - množství CO2 může regulovat ventilací ledviny 68 Výchozí stav Uzavřený systém Otevřený systém [HCO3-] mmol/l 24 22 22 [CO2 + H2CO3] mmol/l 1,2 3,2 1,2 pH 7,40 6,94 7,36 Jaké pH bude mít hydrogenuhličitanový pufr po přidání 2 mmol H+ k 1 litru pufru v otevřeném a uzavřeném systému? Výhoda otevřeného systému 69 Disociace H2CO3 do druhého stupně HCO3- H+ + CO32- pKA2 = 10,25 nemá pro udržování pH krve význam Proč? MCj00787110000[1] 70 Pufrační účinek bílkovin je zprostředkován některými skupinami v postranních řetězcích Aminokyselina Skupina ve vedl. řetězci pKA skupiny Aspartát Glutamát Histidin Cystein Tyrosin Lysin Arginin b-karboxyl (-COOH) g-karboxyl (-COOH) imidazolium sulfanyl (-SH) fenolový hydroxyl e-amonium (-NH3+) guanidium –NH(NH2)C=NH2+ 3,9 4,3 6,5 8,3 10,1 10,5 12,5 71 Která z uvedených AK se může efektivně podílet na udržení pH 7,4 ? MCj00787110000[1] 72 N N C H 2 - C H - C O H N H H+ OH- Reverzibilní protonizace a deprotonizace báze konj.kyselina pKA ≈ 6,5* Nejvýznamnější aminokyselinou z hlediska pufračního účinku bílkovin v krvi je histidin N N C H 2 - C H - C O H N H H + *V proteinech má pKA3 vyšší hodnotu, až kolem 7 73 Nejvýznamnějším bílkovinným pufrem v krvi je hemoglobin, je to hlavní bílkovina krve Obsahuje histidinové zbytky: např. hemoglobin A (tetramer) má 38 histidinových zbytků Pufrační účinky má také albumin (hlavní bílkovina plazmy) a ostatní bílkoviny. 74 Acidobazické vlastnosti HbO2 a Hb Animace: Hb H O2 H+ Bohrův efekt animace 75 Acidobazické vlastnosti HbO2 a Hb Animace Hb H O2 H+ 76 Systém hemoglobin/oxyhemoglobin HHbO2 vzniká v plicích z HHb a ihned disociuje na HbO2- + H+ ve tkáních odevzdá HbO2- kyslík, přijímá proton a mění se na HHb HHb Hb− + H+ HHbO2 HbO2− + H+ pKA ~ 7,8 pKA ~ 6,2 O2 O2 plíce tkáně HHb D Hb- + H+ pKA » 7,8 HHbO2 D HbO2- + H+ pKA » 6,2 (jedná se o disociace histidinových zbytků) 77 H2PO4- - kyselá složka HPO42- - bazická složka pKA2 = 6,8 koncentrace fosfátů v krvi je nízká působí jako účinný pufr v moči a v buňkách Hydrogenfosfátový pufr 78 Homeostáza vnitřního prostředí Metabolické děje CO2 OH- H+ ICT CO2 + H2O Û H2CO3 Û HCO3- + H+ Û PUFRY ECT Plíce CO2 ~ 20 mol /d Ledviny 1 mmol/d HCO3- NH4+, H2PO4-, SO42- 40-80 mmol/d Tekutiny, potrava