Biochemický ústav LF MU (E.T.) 2013

Transkript

1 Roztoky elektrolytů: ph, hydrolýza solí, pufry Biochemický ústav LF MU (E.T.)

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 2

3 Elektrolyty Látky, které při interakci s molekulami polárního rozpouštědla disociují na ionty - - 3

4 Klasifikace elektrolytů H 2 O Silné elektrolyty: B (s) (aq) B - (aq) Disociace je úplná H 2 O Slabé elektrolyty: B (s) B(aq) (aq) B - (aq) Disociace je částečná Srovnejte šipky u rovnic disociace: Silný elektrolyt Slabý elektrolyt 4

5 Elektrolyty Silné silné kyseliny silné hydroxidy Slabé slabé kyseliny slabé zásady všechny soli Pozor!!! Všechny soli až na několik vyjímek (např.citrát vápenatý) úplně disociují jsou silné elektrolyty (nezaměňujte s hydrolýzou solí!!!!!!!!!!!) 5

6 ktivita iontů v roztocích silných elektrolytů Zředěný roztok Koncentrovanější roztok Kation a anion silného elektrolytu V koncentrovanějších roztocích silných elektrolytů se jednotlivé ionty nechovají jako nezávislé Jejich chování je ovlivněno elektrostatickými interakcemi s ionty v okolí 6

7 Chování iontů závisející na množství iontů popisuje aktivita ktivita je mírou interakce iontů v roztoku s okolím a i = γ i c i γ i... aktivitní koeficient c i koncentrace γ 1 Výpočet aktivitního koeficientu z Debye- Hűckelova vztahu: log(γ γ ) = 0,51z 1 2 I I Z- náboj iontu, I-iontová síla roztoku 7

8 Příklady hodnot aktivitních koeficientů γ : c = 0.01 mol/l c = 0.1 mol/l c = 1 mol/l γ HCl NaCl H 2 SO <

9 Iontová síla roztoku I = c z c z = c i z i 2 2 c i koncentrace daného iontu z i - náboj daného iontu i Je funkcí koncentrace a náboje iontů, charakterizuje celkovou koncentraci náboje v roztoku. Ovlivňuje aktivitu iontů. 9

10 Jaká je iontová síla roztoku Na 2 SO 4 o koncentraci 0,1 mol/l? 1 = 2 ( ) 2 2 Řešení: I c1z1 c2z2 Na 2 SO 4 Na Na SO Na SO 2-4 c 1 = c(na ) = 2 0,1 = 0,2 mol/l c 2 = c(so 4 2- ) = 0,1 mol/l z 1 = z(na ) = 1 z 2 = z(so 2-4 ) = 2 I = ½ (0, ,1 2 2 ) = 0,1 0,2 = 0,3 mol/l 10

11 Koncentrace, koncentrace iontů a iontová síla soli Typ soli koncentrace c soli c částic Iontová sílai Na Cl c soli 2 c soli c soli Ca 2 Cl 2 c soli 3 c soli 3c soli Zn 2 SO 4 2 c soli 2 c soli 4 c soli Fe 3 Cl 3 c soli 4 c soli 6 c 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 11

12 cidobazické reakce Pojem kyseliny a zásady (podle Brønsteda) Kyselina: látka, která odštěpuje H H H - kyselina konjugovaná báze Zásada (báze): látka, která váže H B H BH báze konjugovaná kyselina 12

13 Konjugovaný pár kyselina /zásada konjugovaný pár H B - BH konjugovaný pár 13

14 Ionizace vody Voda je velmi slabý elektrolyt Má amfiprotický charakter, může vázat nebo uvolňovat protony utoprotolýza vody 2 H 2 O H 3 O OH K c =1x10-16 Iontový součin vody: K w = [H 3 O ] x [OH ] = 10 mol l. 14

15 Kyseliny a báze ve vodě H H 2 O H 3 O - Kyselina 2 3 Voda je bází, váže protony kyseliny Báze B H 2 O BH OH - Zdrojem protonů pro bázi je voda (chová se jako kyselina) 15

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 H H 2 O H 3 O - U jednosytné kyseliny je pak koncentrace H stejná jako celková koncentrace c H a ph lze počítat jako ph = - log H 3 O = - log c H Obdobně platí pro silné zásady 16

17 ph slabých kyselin a zásad Jaké ph má ocet? Jaké ph má roztok kyseliny askorbové? Proč mohu pít roztok kyseliny uhličité, fosforečné a ne roztok kyseliny sírové? 17

18 Disociace slabých kyselin a zásad Slabá jednosytná kyselina Slabá jednosytná zásada H H 2 O H 3 O - B H 2 O BH OH - rovnovážná konstanta K c = [ 3 H O ].[ ] [ H ].[ H 2OO ] K c = [ BH ].[ OH [ B ].[ H 2OO ] ] disociační konstanta protonizační konstanta [H 3 K = O ] [ [H] ] K B = [BH ] [OH [B] ] 18

19 K, K B disociační (protonizační) konstanty pk = - log K Co nám říká hodnota pk (pk B )? síla kyseliny nebo zásady 1-3..středně silná pk 4-8.slabé >8.velmi slabé 19

20 pk hodnoty slabých kyselin Kyselina pk 1 pk 2 pk 3 (COOH) 2 1,25 4,29 HNO 2 3,39 H 3 PO 4 2,16 7,2 12,29 CH 3 COOH 4,76 H 2 CO 3 6,35 10,3 H 2 S 7,07 12,2 H 3 BO 3 9,24 12,7 askorbová 4,17 11,57 20

21 pk B hodnoty slabých zásad Báze pk B pk a konj. kys. guanidin 1,50 12,5 methylamin 3,36 10,64 amoniak 4,75 9,25 imidazol 6,90 7,1 pyridin 8,82 5,18 anilin 9,38 4,62 kofein 13,40 0,6 Čím silnější je báze, tím slabší je konjugovaná kyselina 21

22 Vztah K a K B ( pk a pk B ) K -14. K B = K v = pk pk B = 14 22

23 Příklad: Chování amoniaku NH 3 ve vodě NH 3 H 2 O NH 4 OH - NH 3 jako zásada 4 K B = [NH ] [OH [NH ] 3 ] NH 4 H 2 O NH 3 H 3 O NH 4 jako kyselina K [H O 3 ] = [NH4 [NH ] 3 ] 23

24 Zjednodušené výpočty ph slabých kyselin a zásad Slabá jednosytná kyselina o celkové koncentraci c H H H 2 O H 3 O - K = [H ] [ [H] ] 24

25 K = [H ] [ [H] ] = [ ][ ] H. - [ ] H c H c H -celková koncentrace všech molekul [H] koncentrace nedisociovaných molekul Pro úpravu vztahu zavedeme 2 zjednodušení: 1. Koncentrace disociovaných molekul u slabé kyseliny je velmi malá ve srovnání s nedisociovanými: c H >> H [H] = (c H [H ]) [H] ch 2. Z jedné molekuly vzniká disociací stejný počet kationtů a aniontů: [H] = [-] K = [H ] 2 [ c ] H 25

26 K = [H ] 2 [c H ] ph slabé kyseliny závisí na její koncentraci a pk hodnotě H = K.c H ph = - log H = - log K.c H Pravidla logaritmování: logaritmus součinu x.y= součtu logaritmů (logx log y) logarimus odmocniny x = 1/2 log x ph = log H = pk 1 log K 1 c 1 pk log H = log c H

27 Porovnání ph silné a slabé kyseliny o stejné koncentraci HCl c=0,1 mol/l ph = -log c H = - log 0,1 = 1 Hodnotu ph ovlivňují všechny H ionty kyselina je plně disociována CH 3 COOH c=0,1 mol/l pk = 4,7 ph 1 = 1 2 pk log 2 c Hodnotu ph ph = 2,35 0,5 = 2,85 H ovlivňují pouze disociované H ionty 27

28 Slabá jednosytná báze: B H 2 O BH OH - K B = [BH ] [OH [B] ] poh = pk log B 2 c B ph = pk 1 log B 2 cb 28

29 Disociace vícesytných slabých kyselin (např. H 2 S, H 2 CO 3, H 3 PO 4 ) H 2 H 2 O H - H 3 O K 1 = [H O 3 ] [H 2 [H ] ] H - H 2 O 2- H 3 O 2 3 [H O [H ] 3 K = 2 - [ ] 2 ] 29

30 Hodnoty pk u vícesytných kyselin se obvykle výrazně liší Kyselina pk 1 pk 2 pk 3 H 2 C 2 O 4 1,25 4, H 3 PO 4 2,16 7,20 12,29 H 2 SO 4 silná 1,92 - askorbová 4,17 11,57 - 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) 30

31 Hydrolýza solí Soli vznikají reakcí mezi kyselinou a zásadou neutralizací. Při neutralizační reakci není vždy výsledné ph neutrální. Všechny soli disociují ve vodném roztoku, ale jen některé hydrolyzují Hydrolýza soli = reakce aniontů slabých kyselin nebo kationtů slabých zásad s vodou ovlivňuje ph roztoku soli Hydrolyzují pouze ty soli, v nichž je obsažen kation slabé zásady nebo anion slabé kyseliny 31

32 Rozdíly v reaktivitě iontů ( silné a slabé ionty*) animace Cl - CH 3 COO - H 2 O CH 3 COOH OH - 2 Cl - je divácký (spectator) anion, nereaguje s vodou CH - 3 COO je anion slabé kyseliny, má tendenci reagovat s vodou a tvořit kyselinu octovou. Reakcí s vodou se vytvoří takové množství CH 3 COOH, aby byla zachována rovnováha daná disociační konstantou *V klinické biochemii se anionty silných kyselin označují jako silné ionty 32

33 Ion, který reaguje s vodou ovlivňuje ph roztoku 33

34 Proč má mýdlo alkalickou reakci? Proč je roztok sody (Na 2 CO 3 ) alkalický? Proč je roztok Na 3 PO 4 alkalický? 34

35 Příklad 1: CH 3 COONa - octan sodný (sůl slabé kys. octové a silného hydroxidu sodného) 1. Disociace CH 3 COONa CH 3 COO - Na 2. Hydrolýza aniontu slabé kyseliny CH 3 COO - H 2 O CH 3 COOH OH - ph je mírně zásadité 35

36 Příklad 2: NH 4 Cl - chlorid amonný (sůl slabé báze amoniaku a silné kyseliny chlorovodíkové, také např. pyridinium chlorid, pyrrolidinium bromid atd.) 1. Disociace NH 4 Cl NH 4 Cl - 2. Hydrolýza kationtu slabé báze NH 4 H 2 O H 3 O NH 3 ph je mírně kyselé 36

37 Příklad 3: CuCl 2 - chlorid měďnatý (sůl kationtu Cu 2 odvozeného od slabého hydroxidu a silné kyseliny chlorovodíkové) 1. Disociace CuCl 2 Cu 2 2Cl - 2. Vznik aquakomplexu Cu 2 6 H 2 O [Cu(H 2 O) 6 ] 2 3. Hydrolýza komplexního aquakationtu [Cu(H 2 O) 6 ] 2 H 2 O [Cu(H 2 O) 5 OH] H 3 O ph je mírně kyselé 37

38 Příklad 4 NH 4 NO 2 (sůl slabé báze amoniaku a slabé kyseliny dusité) 1. Disociace NH 4 NO 2 NH 4 NO 2-2. Hydrolýza kationtu slabé báze a aniontu slabé kyseliny NH 4 H 2 O NH 3 H 3 O NO 2 - H 2 O HNO 2 OH - ph 7 38

39 Hydrolýza - souhrn doplňte Složení soli- původ iontů kation anion ph Silná zásada Slabá zásada Silná zásada Slabá kyselina Silná kyselina Silná kyselina Slabá kyselina Slabá zásada 39

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. 40

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) 41

42 Složení pufru Příklad: roztok (CH 3 COOH CH 3 COONa) (ve srovnatelných koncentracích) Částice přítomné v roztoku: Kyselina disociuje jen nepatrně, sůl je zcela disociována Přítomnost CH 3 COO- ze soli potlačuje disociaci CH 3 COOH CH - 3 COO CH 3 COOH Na H (hlavně ze soli z kyseliny ze soli z kyseliny) Rovnováha v roztoku: CH 3 COOH CH 3 COO - H 3 3 K = [ ][ ] [ ] ] [ ] H. CH COO H c [ H ] c 3 B [H = = s [H] [ CH COOH ] c c 3 kys = 42

43 Jak pufr působí Př.: Do roztoku octanového pufru přidáme silnou kyselinu H ionty porušíme rovnováhu Rovnováha v roztoku se opět obnoví, část H iontů se sloučí na CH 3 COOH : CH 3 COO - H CH 3 COOH K = [ ][ ] H. CH COO 3 [ CH COOH ] 3 většina přidaných H je vázána jako slabá kyselina, její disociace je potlačena přítomností CH 3 COO

44 Př.: Do roztoku přidáme silný hydroxid OH - ionty porušíme rovnováhu CH 3 COOH OH - CH 3 COO - H 2 O Sníží se konc. CH 3 COOH, zvýší se koncentrace CH 3 COO - K = [ H ][. CH COO ] 3 [ CH ] 3 COOH by byla zachována rovnováha, část CH 3 COO - iontů se sloučí s H na CH 3 COOH přibylo iontů CH 3 COO -, část se přeměnila na CH 3 COOH 44

45 Hodnota ph pufru obecně Pro kyselý pufr K = [H ] [ [H] ] [H] [ ] [H ] = K [H ] = K zlogaritmováním ph = c c B pk log kyselina konj.báze c c B c po úpravě niont soli je konjugovaná báze Hendersonova- Hasselbalchova rovnice 45

46 Pro zásaditý pufr (např.nh 4 Cl NH 3 ) 4 3 poh = pk B log c c c B NH 3 je báze NH 4 je konjugovaná kyselina c cb log c B c ph = 14 pk B log = pk Hendersonova- Hasselbalchova rovnice 46

47 Henderson-Hasselbalchova rovnice v obecném tvaru ph = pk log c B c c B koncentrace bazické složky pufru (sůl slabé kyseliny u B kyselého pufru nebo slabá báze u bazického pufru) c koncentrace kyselé složky pufru (slabá kyselina u kyselého pufru nebo sůl slabé báze u bazického pufru) 47

48 Na čem závisí ph pufru? ph = pk log c B c na hodnotě pk na poměru koncentrace soli a kyseliny 48

49 Příklad: ph = p K log c c B 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? c B = c 0,3x 0,2 0,5 0,2 x 0,4 = 0,5 0,06 ph = 4,73 log = 4,73 log 0,75 = 0,08 4,

50 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) β = c H, OH ( ph př ) Na čem závisí kapacita pufru? na poměru koncentrací obou složek na koncentraci obou složek pufru Viz praktická cvičení 50

51 Závislost kapacity na poměru koncentrací [H] = K koncentrací po [ ] [H ] ph = p K log c c B Změna poměru přídavku silné kyseliny nebo báze je nejmenší, jsou-li koncentrace soli i kyseliny stejné Kapacita je nejvyšší, jestliže c /c = 1 log 1 = 0 c B /c = 1 pak ph = pk 51

52 Účinné pufry mají ph = pk ± 1 ( c /c = 1/10-10 /1) B Tedy pk kyselé složky pufru musí být co nejbližší pufrované hodnotě ph Při stejném poměru obou složek pufru má větší kapacitu pufr s vyšší koncentrací 52

53 Pro určitý pokus potřebujete upravit ph vzorku vody na hodnotu ph = 4. Který z následujících pufrů můžete použít? a) borátový (H 3 BO 3 Na 2 B 4 O 7, pk = 9,24) b) acetátový (CH 3 COOH CH 3 COONa, pk = 4,76) c) fosfátový (NaH 2 PO 4 Na 2 HPO 4, pk = 7,20) Jak daný pufr připravíte? 53

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 CH 3 COOH NaOH CH 3 COONa H 2 O 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) 54

55 ph 1 pk -1 Titrace slabé kyseliny silnou zásadou (např. titrace kys. octové hydroxidem sodným) Oblast nejvyšší účinnosti pufru c ph= pk log c B Při 50% neutralizaci je v roztoku směs soli a kyseliny v poměru 1:1, je tedy účinným pufrem ph = pk 10 ml CH 3 COOH c=0,1 mol/l 5 10 ml NaOH 0,1 mol/l CH 3 COOH NaOH CH 3 COONa H 2 O 55

56 Jak můžeme zjistit pk slabé kyseliny? Máme k dispozici ph metr, příslušnou kyselinu a NaOH???? 56

57 Vliv ph na disociaci slabých kyselin a bází Z H.-H. rovnice lze odvodit, jaký bude poměr mezi disociovanou a nedisociovanou formou kyseliny nebo báze při různém ph Příklad: Kyselina mléčná, pk = 3,86 V jakém stavu disociace se bude kyselina mléčná nacházet při ph a) 2 b) 3,86 c) 7,4 (fyziologické ph)? a) ph=2 ph = pk log c c B 2 c c B B = 3,86 log log = 1,86 2 c c c c B Při ph=2 poměr c B /c 1/100, tedy cca 99% molekul je v nedisociovaném stavu (-COOH) Při ph 2 převažuje nedisociovaná forma kyseliny HO H 3 C O OH 57

58 b) kys. mléčná, ph 3,86 (=pk ) ph c B = pk log B 3,86= 3,86 log c c c c = log B = 0 c c B =1 c Při ph=pk poměr c B /c 1/1, tedy 50 % molekul je v nedisociovaném stavu (- COOH) a 50% je disociováno (COO - ) c) kys. mléčná, ph 7,4 7,4 c B = 3,86 log log B = 3, 54 c c c c B 1000 c Při ph=7,4 poměr c B /c > 1000/1, tedy cca 99% molekul je v disociovaném stavu (-COO - ) HO O Při ph 7,4 převažuje disociovaná forma kyseliny H 3 C O - 58

59 Vliv ph na disociaci slabých kyselin ph ph<<pk Převažuje forma -COOH ph = pk -COOH= -COO - ph >>pk -COO - Závěr: Při ph<<pk slabá kyselina není téměř disociována Při ph = pk je kyselina disociována z 50% Při ph >> pk je kyselina úplně disociována Pufrační účinky se směsí kyselina/sůl se mohou projevit jen při hodnotách ph blízkých pk. (viz též snímek 52) 59

60 HO Pufry používané v biologii a biochemii - příklady HEPES (N-2-Hydroxyethylpiperazin-N'-2-ethansulfonová kyselina a její sůl pk = 7,3 při 37 C HO NH 2 N H N O S O O - Tris-(hydroxymethyl)-aminomethan a jeho amoniová sůl, pk = 8,3 při 20 C MEG (N-methylglukamin) a jeho amoniová sůl pk = 9,52 při 25 C HO OH Odhadněte, pro jaké přibližné hodnoty ph jsou vhodné tyto pufry? 60

61 Jak se v těle udržuje konstantní hodnota ph? 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 KREV 7,36 7,44 žaludeční šťáva 1,2 3 duoden. šťáva 6,5 7,6 žluč 6,2 8,5 moč 4,8 8 61

62 Hraniční hodnoty ph (plná krev) ph = 7,4 [H ] 40 nmol. l -1 ph = 6,80 ph = 7,70 [H ] 160 nmol. l -1 [H ] 160 nmol. l [H ] 20 nmol. l -1 62

63 Pufrační systémy v organismu ph krve 7,40 ± 0,04 Pufr plná IST ICT krev HCO 3 /H 2CO 3 CO 2 50 % HCO 3 HCO 3 Protein /HProtein 45 % proteiny HPO 4 2 /H 2 PO 4 5 % anorg. fosfáty org. fosfáty Všechny pufrační systémy působí koordinovaně 63

64 Hydrogenuhličitanový pufr (hydrogenkarbonátový) CO 2 H 2 O H 2 CO 3 H HCO CO 2 se rozpouští ve vodě a jeho malá část vytváří H 2 CO 3 Koncentrace H 2 CO 3 závisí na koncentraci CO 2 Do rovnováhy zahrnujeme i CO 2 K ef = [ H ][ HCO ] 7 [ CO H ] = 4,3. 10 CO 3 (voda, 25 C) pk ef = 6,37 [CO 2 H 2 CO 3 ] = [H 2 CO 3 ] ef Její mírou je pco 2 nad roztokem efektivní koncentrace 64

65 Henderson-Hasselbalchova rovnice pro hydrogenuhličitanový pufr v krvi: pro krev (t =37 o C, vyšší iontová síla) pk eff = 6,10 ph = [HCO pk log = 6,1 (H2CO3 ) [CO H CO ] 2 ] [HCO ] log [ H ] 2 CO 3 ef [HCO 3 ] ph = 6,1 log pco 0,22 = Pro koeficient 2 0,22 a tlak v kpa se udává v parciální tlak CO 2 v kpa mmol/l!!!!!! 5,3±0,5 kpa 24 ±3 mmol/l koeficient rozpustnosti pro CO 2 65

66 Poměr HCO 3- / H 2 CO 3 v krvi při ph 7,4 HCO acidosa alkalosa 3 = = pco2.0,22 2 1,

67 Jak působí hydrogenuhličitanový pufr? Otevřený systém - množství CO 2 může regulovat ventilací CO 2 H 2 O H 2 CO 3 H HCO H plíce H HCO 3 - H 2 CO 3 CO 2 H 2 O OH - OH - H 2 CO 3 HCO 3- H 2 O CO 2 H 2 O ledviny 67

68 Výhoda otevřeného systému Jaké ph bude mít hydrogenuhličitanový pufr po přidání 2 mmol H k 1 litru pufru v otevřeném a uzavřeném systému? ph = 6,1 log [HCO 3 [ CO H CO ] 2 2 ] 3 Výchozí stav Uzavřený systém Otevřený systém [HCO - 3 ] mmol/l [CO 2 H 2 CO 3 ] mmol/l 1,2 3,2 1,2 ph 7,40 6,94 7,36 68

69 Disociace H 2 CO 3 do druhého stupně HCO 3 - H CO pk 2 = 10,25 nemá pro udržování ph krve význam Proč? 69

70 Pufrační účinek bílkovin je zprostředkován některými skupinami v postranních řetězcích minokyselina Skupina ve vedl. řetězci pk skupiny spartát β-karboxyl (-COOH) 3,9 Glutamát Histidin Cystein Tyrosin Lysin rginin γ-karboxyl (-COOH) imidazolium sulfanyl (-SH) fenolový hydroxyl ε-amonium (-NH 3 ) guanidium NH(NH 2 )C=NH 2 4,3 6,5 8,3 10,1 10,5 12,5 70

71 Která z uvedených K se může efektivně podílet na udržení ph 7,4? 71

72 Nejvýznamnější aminokyselinou z hlediska pufračního účinku bílkovin v krvi je histidin N N H CH 2 -CH-CO NH H Reverzibilní protonizace a deprotonizace OH - pk 6,5* báze H N CH2-CH-CO NH konj.kyselina N H *V proteinech má pk 3 vyšší hodnotu, až kolem 7 72

73 Nejvýznamnějším bílkovinným pufrem v krvi je hemoglobin, je to hlavní bílkovina krve Obsahuje histidinové zbytky: např. hemoglobin (tetramer) má 38 histidinových zbytků Pufrační účinky má také albumin (hlavní bílkovina plazmy) a ostatní bílkoviny. 73

74 cidobazické vlastnosti HbO 2 a Hb nimace: animace Bohrův efekt HHb H O 2 74

75 cidobazické vlastnosti HbO 2 a Hb nimace HHbHb H O2 H 75

76 Systém hemoglobin/oxyhemoglobin HHb Hb - H pk 7,8 HHbO 2 HbO 2 - H pk 6,2 (jedná se o disociace histidinových zbytků) plíce pk ~ 7,8 tkáně O 2 HHb Hb H O 2 pk ~ 6,2 HHbO 2 HbO 2 H HHbO 2 vzniká v plicích z HHb a ihned disociuje na HbO 2- H ve tkáních odevzdá HbO 2- kyslík, přijímá proton a mění se na HHb 76

77 Hydrogenfosfátový pufr H 2 PO 4- - kyselá složka HPO bazická složka pk 2 = 6,8 2 ph = 6,8 log 2 HPO 4 H 2 PO 4 koncentrace fosfátů v krvi je nízká působí jako účinný pufr v moči a v buňkách 77

78 Homeostáza vnitřního prostředí Tekutiny, potrava ICT Metabolické děje CO 2 OH - H H ECT CO 2 H 2 O H 2 CO 3 HCO 3 - H PUFRY Plíce Ledviny CO 2 HCO - 3 NH - 4, H 2 PO 4-, SO 2-4 ~ 20 mol /d 1 mmol/d mmol/d 78