10 Acidobazické reakce

Transkript

1 10 idobaziké reake idobaziké reake probíhají v roztoíh mezi kyselinami a zásadami a dohází při nih k výměně protonu. Pojem kyseliny a zásady Podle teorie rønsteda a Lowryho jsou kyseliny látky, které mají shopnost odštěpovat protony a zásady (báze) jsou látky, které mohou proton přijímat. yseliny a zásady se z tohoto hlediska označují jako protolyty. Z kyseliny po odštěpení protonu vzniká její konjugovaná báze, přičemž kyselina a její konjugovaná báze tvoří tzv. konjugovaný pár: H H kyselina Z báze po přijetí protonu vzniká konjugovaná kyselina a obdobně báze se svou konjugovanou kyselinou tvoří konjugovaný pár: báze konjugovaný pár H H konjugovaný pár konjug. báze konjug. kyselina Protony H nejsou shopny samostatné existene, proto se v roztoku nevyskytují jako volné, ale jen v hydratované formě jako H 3 O (popř. H(H O) a ). Pro zjednodušení se však v rovniíh a při výpočteh tyto ionty označují jako vodíkové ionty se symbolem H. Shopnost kyseliny odštěpovat protony se projeví pouze v prostředí zásady, která je ohotná proton přijmout a naopak vlastnosti báze se projeví v přítomnosti látky s kyselým harakterem, která proton odštěpuje. onjugovaný pár tedy nemůže existovat izolovaně, ale pouze v kombinai s jiným konjugovaným párem. Obeně je možno každou protolytikou reaki považovat za složenou ze dvou dílčíh reakí a lze ji psát ve tvaru: 1. konjugovaný pár Např.: HNO 3 H NO 3 Nitrátový anion je konjugovanou bází ke kyselině dusičné. Např.: NH 3 H NH 4 monný kation je konjugovanou kyselinou vůči amoniaku. H H kyselina báze konjug. báze konjug. kyselina. konjugovaný pár Ve vodnýh roztoíh jako druhý konjugovaný pár často vystupuje voda, která se hová jako amfiprotní sloučenina. mfiprotní látky mají shopnost uvolňovat i přijímat protony, vykazují vlastnosti kyseliny i báze. Příklad: NH 3 H O NH 4 OH H CO 3 H O HCO 3 H 3 O

2 monný kation je konjugovanou kyselinou k bázi NH 3 a H O je kyselinou (její konjugovanou bazí je OH ). Voda se hová jako zásada (oxoniový kation je její konjugovanou kyselinou). V rønstedově teorii má velký význam povaha rozpouštědla. Vedle vody mohou být použita i jiná rozpouštědla (např. kapalný amoniak, bezvodá otová kyselina), v kterýh se mohou měnit aidobaziké vlastnosti protolytu. Látka se v jednom typu rozpouštědla může hovat jako kyselina a v jiném jako báze. Volbou rozpouštědla lze ovlivnit disoiai látek: například v prostředí kyseliny hloristé se hová otová kyselina jako báze, či v kapalném amoniaku se otová kyselina stává silnou kyselinou. rønstedova teorie vysvětluje nejen hování látek v různýh rozpouštědleh, ale především poskytuje uelený pohled na řadu dějů (hydrolýza solí, neutralizační reake, pufrační systémy), které jsou nutné pro pohopení hování biologikýh systémů. utoprotolýza vody Voda (hemiky čistá) patří mezi velmi slabé elektrolyty (velmi malá elektriká vodivost vody ukazuje na slabou disoiai molekul vody na ionty). Molekuly H O mají amfiprotní povahu, podle podmínek mohou odštěpovat protony nebo je vázat. Výměna protonů může nastávat i mezi dvěma molekulami vody. Děj se označuje jako autoprotolýza: H O H 3 O OH a je harakterizován rovnovážnou konstantou : [H3O [OH [H O Rovnováha reake je výrazně posunuta doleva (rovnovážná konstanta má číselnou hodnotu řádově ). Vzhledem k tomu, že disoiační stupeň je velmi malý, je možno konentrai nedisoiovanýh molekul vody pokládat za konstantní a praktiky shodnou s elkovou konentraí vody (55,5 mol l 1 ). Ve vztahu pro rovnovážnou konstantu lze tedy konentrai vody zahrnout do a dostáváme novou konstantu zvanou iontový součin vody V : V [ H O [H 3O [OH V přibližném rozmezí teplot 0 5 C je V mol l. V hemiky čisté vodě jsou konentrae obou iontů stejné a mají hodnotu 10 7 mol l 1.

3 Stupnie ph Roztok, ve kterém jsou konentrae vodíkovýh a hydroxidovýh iontů shodné, tedy [H [OH 10 7 mol l 1, označujeme jako neutrální. Roztoky, ve kterýh je [H větší než 10 7 mol l 1, jsou kyselé a roztoky s [H menší než 10 7 mol l 1 označujeme jako zásadité. Vzhledem k tomu, že musí být dodržena podmínka daná iontovým součinem vody, tak současně platí, že v kyselýh roztoíh je [OH < 10 7 mol l 1 a v bazikýh roztoíh je [OH > 10 7 mol l 1. yselost prostředí se hodnotí podle konentrae vodíkovýh iontů. Vzhledem k širokému rozsahu konentraí vodíkovýh iontů je vhodné vyjadřovat konentrae v logaritmiké stupnii. yl zaveden vodíkový exponent ph, definovaný jako záporný dekadiký logaritmus aktivity vodíkovýh iontů. Pro zředěné roztoky je možno aktivitu vodíkovýh iontů nahradit konentraí H : ph log a H log [H Obdobně lze definovat veličinu poh pro hydroxidové ionty, tzn. poh log [OH. Veličiny ph a poh jsou ve vzájemném vztahu daném iontovým součinem vody v logaritmikém tvaru: log log [H log [OH a po úpravě platí: 14 ph poh V neutrálníh roztoíh, kdy [H [OH, je ph 7, v kyselýh roztoíh je ph < 7 (se vzrůstajíí kyselostí klesá hodnota ph) a v zásaditýh roztoíh je ph > 7 (se vzrůstajíí baziitou roztoků, klesá [H a stoupá hodnota ph). Ze známé konentrae vodíkovýh (či hydroxidovýh) iontů lze vypočítat hodnotu ph a naopak, ze zjištěné hodnoty ph lze odvodit konentrai [H ze vztahu [H 10 ph. Tab. 10.1: Hodnoty ph vybranýh roztoků a tekutin Roztok ph omentář Citronová šťáva Coa-Cola Víno Oet Voda perlivá Voda vodovodní Mléko ntaida Roztok mýdla Roztok NaOH 1 3,5,8 3,8 3,0 4,0 3,5 4, ,5 7, obsahuje itronovou, jablečnou, askorbovou a jiné kyseliny obsahuje H 3 PO 4 (váže vápník) obsahuje vinnou a jiné kyseliny obsahuje otovou kyselinu (6 8 %) syená plynným CO (roztok H CO 3 ) obsah CO a HCO 3 může dosti kolísat čerstvé mléko je mírně alkaliké, u staršího a zkyslého je ph nižší např. suspenze l(oh) 3, Mg(OH) apod. důsledek hydrolýzy aniontu (velmi slabé) vyšší mastné kyseliny konentrae 0,001 1 mol l 1

4 Silné a slabé kyseliny Silné kyseliny patří mezi silné elektrolyty. Ve vodnýh roztoíh praktiky zela disoiují a vzniklé anionty silnýh kyselin nereagují s vodou, nemají shopnost vázat vodíkový ion. nionty silnýh kyselin, tedy slabé konjugované báze, se neúčastní protolytikýh reakí. V kliniké biohemii se často (ne zela vhodně) nazývají jako silné anionty, ož značí, že jsou odvozeny od silnýh kyselin (lépe jim odpovídá angliký pojem spetator ions diváké ionty ). Příkladem jsou ionty Cl, SO 4. Mezi silné kyseliny zařazujeme z binárníh kyselin pouze kyselinu hlorovodíkovou, bromovodíkovou a jodovodíkovou. Z kyslíkatýh kyselin je to zejména kyselina sírová, dusičná, hlorečná a hloristá. Mezi silné kyseliny se řadí i některé méně běžné kyslíkaté kyseliny s vyšším počtem atomů kyslíku, obeně ty, v jejihž stehiometrikém vzori je rozdíl mezi počtem atomů kyslíku a vodíku. Z organikýh kyselin jsou to pak alkansulfonové a alkylsírové kyseliny. Hodnoty disoiačníh konstant silnýh kyselin zpravidla nemá smysl uvádět. Silné kyseliny HCl, Hr, HI, H SO 4, HNO 3, HClO 3, HClO 4, CF 3 COOH, CCl 3 COOH, RSO 3 H, ROSO 3 H Slabé kyseliny patří mezi slabé elektrolyty. Při rozpouštění ve vodě se v roztoku ustanovuje rovnováha mezi nedisoiovanými molekulami a vzniklými ionty, která je harakterizována disoiační konstantou či jejím záporným dekadikým logaritmem p. Disoiační konstanta elektrolytů má obvykle obený symbol D pro disoiai kyselin je užíván symbol a pro disoiai bází. Pro slabou kyselinu typu H (např. otovou kyselinu) pak platí: H H O H 3 O [ [H [H p log Vznikajíí anion slabé kyseliny ( ) je silnou konjugovanou bází, podléhá protolytikým reakím (viz dále hydrolýza). Čím je slabší kyselina, tím větší má anion slabé kyseliny afinitu k protonům a je tedy silnější konjugovanou bází. Jako středně silné kyseliny se obvykle označují kyseliny s hodnotami p v rozpětí 1 3. I pro ně je harakteristiká částečná disoiae. e slabým nebo středně silným kyselinám řadíme téměř všehny karboxylové a jiné organiké kyseliny a zbylé minerální kyseliny.

5 Tab. 10.: Hodnoty p vybranýh slabýh kyselin ve vodě při 5 C yselina p yselina p HOOCCOOH 1,5; 4,9 H CO 3 6,35; 10,33* [Fe(H O) 6 3,00 H S 7,07; 1,0 H 3 PO 4,16; 7,0; 1,9 HClO 7,53 HNO 3,35 HCN 9,1 HCOOH 3,75 H 3 O 3 9,4 skorbová 4,17; 11,57 NH 4 9,5 CH 3 COOH 4,76 C 6 H 5 OH 9,98 [l(h O) 6 3 5,00 Stearová 10,15 * viz kap.5 Silné a slabé báze Silné báze patří do skupiny silnýh elektrolytů. Ve vodě zela disoiují na ionty, které nepodléhají protolytikým reakím. ationty silnýh bází se často v kliniké biohemii označují jako silné kationty (např. Na,, Ca, Mg ). Mezi silné báze se řadí hydroxidy kovů první a druhé hlavní podskupiny a tetraalkylamonné hydroxidy. Vlastní bází je v nih OH anion. Silné hydroxidy NaOH, OH, Mg(OH), Ca(OH), a(oh), (NR 4 ) OH Slabé báze jsou slabými elektrolyty. Rovnováha ve vodném roztoku slabé báze (např. NH 3 ) je harakterizována pomoí baziké protonizační konstanty (či jako p ): H O H OH [H [OH [ p log nebo pomoí disoiační konstanty konjugované kyseliny (či jako p ): H H O H 3 O [[H [H p log Na základě porovnání výrazů pro disoiační konstanty báze a její konjugované kyseliny ( a ) lze odvodit jejih vzájemný vztah: V a po úpravě p p 14

6 ationty slabýh bází jsou silnými konjugovanými kyselinami, přičemž platí, že čím slabší báze, tím silnější je její konjugovaná kyselina. ationty slabýh bází podléhají protolytikým reakím viz dále hydrolýza. Mezi slabé báze patří především amoniak, dále aminy a řada dalšíh dusíkatýh látek (včetně heteroyklikýh), v nihž má dusík volný elektronový pár pro vazbu protonu. slabým bázím se řadí i tzv. slabé hydroxidy (berylnatý, přehodnýh kovů a kovů 3. a dalšíh skupin periodikého systému). Jsou většinou nerozpustné ve vodě. Jsou slabými elektrolyty, a tedy disoiují jen částečně. Do protolytikýh reakí zasahují tím, že kationty hydrolýzou či tvorbou nerozpustného hydroxidu odčerpávají hydroxidové anionty. Tab. 10.3: Hodnoty p vybranýh slabýh bází ve vodě při 5 C áze p áze p Guanidin 1,50 Imidazol 6,90 PO 4 3 1,71 HCO 3 7,65 Pyrrolidin,70 Pyridin 8,8 Methylamin 3,36 enzidin 9,00; 10,10 CO 3 3,67 CH 3 COO 9,4 Efedrin 4,64 nilin 9,40 NH 3 4,75 Difenylamin 13,0 Nikotin 6,16; 10,96 ofein 13,40 Výpočty ph kyselin a zásad Při výpočtu ph kyselin a zásad vyházíme z definie ph a určujeme konentrai vodíkovýh iontů v roztoku. Je třeba rozlišovat, zda se jedná o silnou či slabou kyselinu resp. zásadu. Silné kyseliny a zásady v roztoku úplně disoiují, z elkové konentrae kyseliny nebo zásady lze přímo odvodit konentrai H nebo OH iontů. U jednosytnýh kyselin je [H rovna přímo elkové konentrai kyseliny ( ), obdobně u jednosytnýh zásad je konentrae [OH rovna elkové konentrai hydroxidu ( ). Potom lze vypočítat ph silné kyseliny resp. zásady ze vztahu: ph log resp. ph 14 log V případě, že se jedná o víesytnou silnou kyselinu či zásadu, je nutné při výpočtu předem zvážit jaké množství H nebo OH iontů vznikne disoiaí jednoho molu látky. Příklad: Vypočtěte ph roztoku kyseliny hlorovodíkové o konentrai 0,0001 mol l 1. Řešení: yselina hlorovodíková je silný elektrolyt, v roztoku zela disoiuje na ionty H 3 O a OH. onentrae H 3 O proto odpovídá elkové konentrai HCl. [H 3 O HCl 0,0001 mol l 1 ph log [H 3 O log 0,0001 log Oba uvedené vztahy pro výpočty ph silnýh kyselin a zásad platí pro rozsah konentraí od 10 3 do mol l 1. V roztoíh, jejihž nebo > 10 3 mol l 1 je třeba při přesnějšíh výpočteh namísto konentraí uvažovat aktivitu iontů. Pro potřeby ryhlýh výpočtů ph je možno použít konentrae

7 s tím, že jsme si vědomi, že pro > 10 3 mol l 1 jsou vypočtené hodnoty pouze orientační. Naopak při konentraíh menšíh než mol l 1 se již uplatní vodíkové ionty vzniklé disoiaí vody a zjednodušené vztahy proto nelze použít (dospěli byhom totiž k absurdním výsledkům, např. ph roztoku HCl o konentrai 10 8 mol l 1 je 8). Slabé kyseliny a zásady v roztoku disoiují pouze částečně, proto při výpočteh ph je nutné vyházet z jejih disoiačníh konstant: [ [H [H [OH [H [ V nepříliš zředěnýh roztoíh a při nízkém disoiačním stupni (α < 0,1) lze konentrai nedisoiovanýh molekul kyseliny [H ( [H ) hodnotit jako přibližně rovnu elkové konentrai kyseliny. onentrae disoiovanýh iontů (H a ) je shodná, tedy [H [. Poté je možno vztah pro upravit: [H [ H a po převedení do logaritmikého tvaru se získá pro ph slabé kyseliny vztah: ph 1 p log 1 nalogikým způsobem lze odvodit vztah pro slabou zásadu, kdy po úpravě baziké disoiační konstanty dostáváme: a v logaritmikém tvaru se získají vztahy: [ OH poh 1 1 p log a ph p log Hydrolýza solí Roztoky solí se většinou hovají jako silné elektrolyty, při rozpouštění ve vodě tedy zela disoiují na ionty (až na výjimky, viz též str. 61). Vzniklé ionty mohou reagovat s molekulami vody a dohází ke změnám ph roztoku. Zda k reaki dojde, záleží na tom, z jaké kyseliny či zásady příslušný iont pohází. Jestliže ion je aniontem silné kyseliny nebo kationtem silné zásady, k reaki s vodou nedojde. Disoiované ionty ( silné ionty ) budou pouze hydratované. nionty slabýh kyselin nebo kationty slabýh zásad reagují s molekulami vody za vzniku příslušnýh slabýh kyselin nebo zásad až do ustavení rovnováh danýh disoiačními konstantami ( či ). Tuto reaki označujeme jako hydrolýzu solí. Oba výše zmíněné jevy (disoiai soli a hydrolýzu) je tedy třeba rozlišovat. Sůl při rozpouštění nejprve disoiuje a disoiované ionty pak mohou hydrolyzovat. Soli, které vznikají jako produkty neutralizační reake mezi kyselinou a zásadou, lze rozdělit do 4 typů: a) Sůl slabé kyseliny a silné zásady př. CH 3 COONa, CN, Na CO 3, NaHCO 3, NO

8 Sůl ve vodném roztoku disoiuje na kation a anion, např.: CH 3 COONa Na CH 3 COO ation soli (Na ) pohází ze silné báze, s vodou nereaguje, v roztoku se nahází v hydratované formě. nion soli (CH 3 COO ) pohází od slabé kyseliny, a proto podléhá hydrolýze (reaguje s molekulami vody za vzniku otové kyseliny až do ustavení rovnováhy odpovídajíí otové kyseliny): CH 3 COO H O CH 3 COOH OH Roztok soli ve vodě vykazuje slabě alkalikou reaki, vlivem nadbytku hydroxidovýh iontů, které vznikly na základě hydrolýzy aniontu slabé kyseliny. b) Sůl slabé zásady a silné kyseliny př. NH 4 Cl, (NH 4 ) SO 4, NH 4 NO 3, (CH 3 ) 3 NHCl, C 5 H 5 NHCl (pyridinium hlorid), CuSO 4, FeCl 3 Z uvedenýh příkladů je zřejmé, že existují dvě skupiny solí tohoto typu. Jednu tvoří soli, v nihž kationem je amonný kation či jiná protonizovaná dusíkatá báze, druhá je odvozena od slabýh hydroxidů. Prvním krokem je opět disoiae soli na kation a anion. V prvním případě např.: NH 4 Cl NH 4 Cl nion soli (Cl ) pohází od silné kyseliny, s vodou nereaguje, v roztoku se nahází v hydratované formě. ation soli podléhá hydrolýze: NH 4 H O NH 3 H 3 O Roztok soli ve vodě vykazuje slabě kyselou reaki, vlivem nadbytku H 3 O iontů, které vznikly na základě hydrolýzy kationu slabé báze. Soli druhého typu obsahujíí kation odvozený od slabého hydroxidu rovněž nejprve disoiují, např.: FeCl 3 Fe 3 3 Cl nion soli (Cl ) pohází od silné kyseliny, s vodou nereaguje, v roztoku se nahází v hydratované formě. Hydratován je rovněž kation: Fe 3 6 H O [Fe(H O) 6 3 Vzhledem k tomu, že kation pohází ze slabého hydroxidu, probíhá reake: [Fe(H O) 6 3 H O [Fe(H O) 5 OH H 3 O pro zjednodušení můžeme psát: Fe 3 H O [Fe(OH) H 3 O Roztok soli ve vodě vykazuje slabě kyselou reaki, vlivem nadbytku H 3 O iontů, které vznikly na základě hydrolýzy hydratovaného kationu slabé báze.

9 ) Sůl slabé kyseliny a slabé zásady př. CH 3 COONH 4, NH 4 NO, CuNO Po disoiai soli ve vodě oba ionty, poházejíí od slabé kyseliny a slabé zásady, podléhají nezávisle hydrolýze, vznikají hydroxidové i oxoniové ionty. Hodnota ph roztoku soli v tomto případě závisí na té slože, která je relativně silnější. Hodnota ph roztoku soli slabé kyseliny a slabé zásady nezávisí na konentrai soli. Je-li kyselina H silnější než zásada, pak p < p a ph < 7, roztok reaguje kysele. opačně, je-li zásada silnější, pak p > p a ph > 7, roztok reaguje alkaliky. Jsou-li disoiační konstanty obou složek přibližně stejné, např. u otanu amonného (p p ), ph hydrolyzovaného roztoku soli zůstává neutrální. d) Sůl silné kyseliny a silné zásady např. NaCl, Na SO 4 Sůl silné kyseliny i zásady patří mezi silné elektrolyty, v roztoku úplně disoiuje, kationty ani anionty nepodléhají hydrolýze, v roztoku se naházejí v hydratované formě. Hodnota ph těhto roztoků zůstává neutrální. e) Hydrogensoli př. HS, HCO 3, H PO 4, HPO 4 Složitějším případem při posouzení hydrolýzy, a tím i hodnoení ph roztoků solí, je hování tzv. kyselýh solí, které vznikly částečnou neutralizaí víesytnýh kyselin. Hydrolýza těhto solí je do jisté míry podobná hydrolýze solí slabýh kyselin a slabýh zásad. nionty kyselýh solí mají amfiprotní povahu (amfoterní elektrolyty). Část těhto aniontů (H ) hydrolyzuje jako anion slabé kyseliny H, která má disoiační konstantu 1 : H H O H OH V h ydr1 1 a současně další část aniontů (H ) vystupuje jako kyselina s disoiační konstantou : H H O H 3 O hydr Pro výpočet ph lze získat přibližný vztah, ze kterého plyne, že výsledné ph závisí na disoiačníh konstantáh a nikoli na konentrai soli: ph 1 p p Tento vztah je velmi užitečný, poněvadž z hodnot p umožňuje určit přibližné hodnoty ph roztoků kyselýh solí víesytnýh kyselin. 1 1 Tab. 10.4: Přehled hydrolýzy solí

10 Typ (původ) soli Hydrolýza probíhá Hydrolyzujíí ion ph roztoku Silná kyselina, silná báze ne žádný 7 Silná kyselina, slabá báze ano kation < 7 Slabá kyselina, silná báze ano anion > 7 Slabá kyselina, slabá báze ano kation i anion 7 Pufry Pufry neboli tlumivé roztoky jsou roztoky slabýh kyselin a jejih solí (konjugovanýh zásad) nebo slabýh zásad a jejih solí (konjugovanýh kyselin). Tlumivé roztoky mohou též tvořit roztoky směsí solí víesytnýh kyselin. Hlavní význam pufrů spočívá v možnosti přesného nastavení ph, v udržování daného ph a ve shopnosti tlumit výkyvy ph způsobené omezeným přídavkem kyseliny či zásady. Jednoduhým příkladem je pufr složený ze slabé kyseliny a její soli (př. kyselina otová a otan sodný aetátový pufr). V roztoku takového pufru se nahází disoiované a nedisoiované molekuly slabé kyseliny a ionty soli, přičemž anion soli je shodný s aniontem kyseliny. Disoiační rovnováha v tlumivém roztoku je popsána vztahem pro disoiační konstantu slabé kyseliny: [H [ [H Chování pufru při přídavku silné kyseliny či zásady je možno popsat následujíím způsobem: Po přídavku H iontů do pufru dohází k jejih reaki s aniontem - za vzniku slabé kyseliny H (H - H). V roztoku se ustanovuje nová disoiační rovnováha, a protože hodnota disoiační konstanty musí zůstat zahována, mění se poměr složek pufru (H a - ). Podobně po přídavku OH - a následné reaki hydroxidovýh aniontů s H (OH - H H O - ), se opět ustanovuje nová disoiační rovnováha a při zahování hodnoty disoiační konstanty se mění poměr složek, z nihž je složen pufr. V obou případeh se tedy ph pufru po přídavku omezeného množství silné kyseliny či zásady výrazně nemění. Obdobně se bude hovat i pufr složený ze slabé zásady a její soli. Po přídavku H iontů k roztoku dojde k reaki se slabou zásadou, po přídavku OH - dojde k reaki s kationtem soli za vzniku slabé zásady. V obou případeh se ustaví nové disoiační rovnováhy, při nihž bude změněn poměr složek pufru, avšak ph se podstatně nezmění. Hodnota ph pufru Výpočet ph pufru složeného ze slabé kyseliny a její soli se odvozuje ze vztahu pro disoiační konstantu. S jistými aproximaemi lze konentrai nedisoiovanýh molekul H nahradit elkovou konentraí kyseliny a konentrai aniontu - vyjádřit pomoí elkové konentrae zela disoiované soli s. Pro konentrai [H pak platí:

11 [H [H a po úpravě [H [ S Po zlogaritmování pak pro výpočet ph tlumivého roztoku tvořeného směsí slabé kyseliny a její soli dostáváme vztah označovaný jako Hendersonova-Hasselbalhova rovnie. S ph p log Obdobný vztah lze odvodit i pro pufr připravený ze slabé zásady a její soli. Pojmenujeme-li složky pufrů ve smyslu rønstedovy teorie (slabá kyselina a její konjugovaná báze, slabá zásada a její konjugovaná kyselina), je zřejmé, že obeně každý pufr se skládá z kyselé a zásadité složky. Pak můžeme Hendersonova- Hasselbalhovu rovnii psát v obeném tvaru kde udává konentrai kyselé složky pufru, konentrai baziké složky pufru a je disoiační konstanta kyselé složky pufru. Pro výpočet ph pufrů tvořenýh z roztoků solí víesytnýh kyselin platí také obená Hendersonova- Hasselbalhova rovnie. Typikým příkladem je fosfátový pufr tvořený směsí H PO 4 - a HPO 4 -. Do rovnie dosazujeme za (konentrae slabé kyseliny) hodnotu [H PO 4 - a za (konentrae konjugované zásady) hodnotu [HPO 4 -. Hodnota je disoiační konstanta H PO 4 -. Z obené Hendersonovy-Hasselbalhovy rovnie plynou následujíí závěry: Hodnota ph pufru závisí na poměru konentraí obou složek pufru (kyselé a baziké) a nikoliv na jejih absolutní hodnotě. ph 14 p ph p log S log V případě rovnosti konentraí baziké a kyselé složky pufru se ph pufru rovná disoiační konstantě. ph p Hodnota ph pufru se zředěním nemění. (Platí to pro značný, ale omezený rozsah konentraí). Shopnost pufru tlumit změny ph vyjadřuje veličina β - pufrační kapaita. Charakterizuje účinnost tlumivého roztoku a je vyjádřena jako látková konentrae kyseliny či zásady, která v pufru způsobí určitou změnu ph. V praxi se často hodnotí jako látkové množství H či OH -, které v pufru (o objemu 1litr) vyvolá změnu ph ± 0,1. apaita dobrýh pufrů dosahuje praktiky nejvýše hodnotu β 0,. Pufrační kapaita β tlumivého roztoku je maximální při ph p. Jednoduhý pufr je použitelný přibližně v rozmezí hodnot ph od (p 1) do (p 1), ož odpovídá poměru [H/[ - od 10 do 0,1. Ředěním pufru klesá jeho kapaita, přičemž hodnota ph se nemění.

12 β H, OH ph ( př) Při přípravě pufrů v praxi vyházíme buď z pevnýh solí víesytnýh kyselin, nebo z roztoků slabýh kyselin či zásad a jejih solí; též je možno pufr připravit titračně přídavkem silné kyseliny či zásady k roztoku protolytu. V případě nutnosti praovat s tlumivým roztokem v rozsahu elé škály ph se používají universální pufry získané ze směsi slabýh kyselin a jejih solí (př. ritton-robinson). V biohemikém a biologikém výzkumu se často užívají pufry na bázi amfiontů, které musí splňovat vedle obenýh požadavků (dobrá pufrační kapaita, snadná příprava) také některé speiální požadavky jako např. izotoniita. Tab.10.5: Příklady pufračníh roztoků užívanýh v laboratoři Pufr Pufrační báze Pufrační kyselina Oblast ph Hydrogenfosfátový Na HPO 4 NaH PO 4 5,6-8,1 etátový CH 3 COONa CH 3 COOH 3,6-5,6 orátový Na 4 O 7 H 3 O 3 7,1-9, Citrát-fosfátový Na HPO 4 itronová kys.,-8,0 Další příklady pufrů Otanový pufr: otan sodný kyselina otová, 0, mol/l ph G o o d o v y p u f r y : ( h t t p : / / w w w. s i g m a a l d r i h. o m / a t a l o g / s e a r h / T a b l e P a g e / Pufrační systémy v organismu Na udržování stálého prostředí v biologikýh tekutináh se podílí několik různýh pufrů. aždý z nih lze harakterizovat jeho vlastní Hendersonovou Hasselbalhovou rovnií.v různýh kompartmenteh se tyto pufry podílejí na udržování ph s rozdílnou významností, přičemž navzájem spolupraují. Přídavek nebo úbytek H se rozdělí mezi různé pufry úměrně jejih pufračním kapaitám. Nejdůležitější pufrační systémy:

13 Hydrogenuhličitan-kyselina uhličitá. Hydrogenuhličitanový pufr bývá v kliniké mediíně tradičně označován jako bikarbonátový (zastaralý název hydrogenuhličitanů). Tvoří hlavní pufr extraelulárníh - tekutin, odpovídá za víe než polovinu pufrační kapaity krve. Je tvořen HCO 3 a H CO 3. Do Hendersonovy-Hasselbalhovy rovnie se zahrnuje i fyzikálně rozpuštěný CO, který je s kyselinou uhličitou v rovnováze: CO H O H CO 3 H HCO 3 - Místo konentrae [H CO 3 je proto nutné počítat s tzv. "efektivní" konentraí kyseliny uhličité [H CO 3 CO a místo pravé disoiační konstanty kyseliny uhličité se používá upravená disoiační konstanta respektujíí rovnováhu při efektivní konentrai kyseliny uhličité. ph p (H CO 3 ) log [CO [HCO 3 H CO 3 6,1 log [HCO 3 [ H CO 3 ef Efektivní konentrae přímo závisí na pariálním tlaku CO v krvi (pco ) a na rozpustnosti CO v krvi (s-koefiient rozpustnosti). Pariálním tlakem se uvažuje takový tlak CO v uzavřeném prostoru nad kapalinou (krví), který je v termodynamiké rovnováze s konentraí rozpuštěného CO a H CO 3. Efektivní látkovou konentrai [CO H CO 3 v mmol.l -1 tak lze vyjádřit jako součin pco. s, kde koefiient rozpustnosti s má při teplotě 37 o C hodnotu 0,3 (pro pco v kpa). Obená Henderson-Hasselbalhova rovnie pro hydrogenuhličitanový pufr v krvi pak nabývá tvaru: ph 6,1 log [HCO3 pco 0,3 (onentrae HCO 3 - se při použití koefiientu rozpustnosti 0,3 dosazuje v mmol/l!!!) Vysoká účinnost tohoto pufru je dána možností regulovat množství vydýhaného CO. ílkoviny. Pufrační účinek bílkovin je způsoben jejih amfoterním harakterem (podobně jako u aminokyselin). Ionizovatelné skupiny postranníh řetězů mohou reagovat jako slabé kyseliny nebo slabé zásady. V oblasti fyziologikého ph mají nejdůležitější úlohu imidazolové skupiny histidinovýh zbytků (p6,0) tab.9.4. (Viz též II. díl skripta, kap. 9)

14 Tab Hodnoty p vedlejšíh řetězů aminokyselin minokyselina Skupina ve vedl. řetězi p skupiny Poznámka spartát β-karboxyl (-COOH) 3,9 při ph 7,4 úplná disoiae na -COO - Glutamát γ-karboxyl (-COOH) 4,3 při ph 7,4 úplná disoiae na -COO - Histidin imidazolium a 6,0 kyselá složka proteinovýh pufrů Cystein sulfanyl (-SH) 8,3 při fyziol. ph se neuplatňuje Tyrosin fenolový hydroxyl (-OH) 10,1 při fyziol. ph se neuplatňuje Lysin ε-amonium (-NH 3 ) 10,5 při ph 7,4 je kladně nabitá rginin guanidinium -NH(NH )CNH 1,5 při ph 7,4 je kladně nabitá a viz II. díl, kap. 17 a 9. Nejvýznamnějším bílkovinným pufračním systémem v krvi je systém hemoglobin/oxyhemoglobin, který tvoří téměř jednu třetinu její pufrační kapaity. ílkoviny se rovněž podílejí na udržování ph plasmy (zejména albumin) a intraelulárního prostoru. Hydrogenfosfáty. Ve fyziologiké oblasti ph se uplatňuje fosfátový pufr tvořený složkami HPO - 4 a H PO - 4. Hodnota p kyseliny fosforečné při disoiai do druhého stupně je 6,8. Fosfáty jsou hlavním pufračním systémem moče, podílí se též na udržování ph v intraelulárním prostoru. Tab.10.7: Pufrační systémy v plné krvi Pufrační systém Zastoupení Pufrační báze Pufrační kyselina p Hydrogenuhličitanový 50 % HCO 3 - H CO 3 CO 6,1 Proteiny a 45 % Protein-His Protein-His-H 6,0-8,0 b Hydrogenfosfátový 5 % HPO 4 - H PO 4-6,8 a V krevní plazmě hlavně albumin, v erytroyteh hemoglobin. b Výrazně závisí na typu bílkoviny. Význam udržování konstatního ph ve vnitřním prostředí Udržování stálé hodnoty ph je nezbytné pro normální průběh životníh funkí a je jednou z hlavníh priorit regulačníh mehanismů v organismu. Většina biologikýh pohodů probíhá při ph kolem 7, s nejčastějším rozmezím mezi hodnotami 6-9. Většina biohemikýh pohodů je vzhledem k enzymové katalýze na hodnotě ph prostředí významně závislá a již nepatrné odhylky od stabilníh hodnot mohou vyvolat jejih zpomalení či zástavu. Hodnoení aidobaziké rovnováhy je proto jedním z velmi důležitýh faktorů při posouzení stavu organismu. Základním ukazatelem je hodnota ph krve. Její referenční rozmezí je 7,36 7,44. Současně jsou měřeny další hodnoty v krvi pco, po a konentrae hemoglobinu. Další parametry se pak dopočítávají. poruhám aidobaziké rovnováhy dohází při změně konentrae vodíkovýh či hydroxidovýh aniontů způsobené řadou příčin, např. jejih zvýšeným příjmem, zvýšenou tvorbou v důsledku metabolikýh poruh (např. tvorba ketonovýh látek při diabetu, tvorba laktátu při hypoxii), či

15 mimořádnými ztrátami (ztráta HCl při zvraení, zvýšené vylučování HCO - 3 při poruháh ledvin). Při poklesu ph krve pod dolní hranii se jedná o aidemii (stav organismu, který ji vyvolal je aidóza), při zvýšení ph krve nad horní hranii hovoříme o alkalemii (stav, který ji vyvolal je alkalóza).