Pufry Pufry neboli tlumivé roztoky jsou roztoky slabých kyselin a jejich solí (konjugovaných zásad) nebo slabých zásad a jejich solí (konjugovaných kyselin). Tlumivé roztoky mohou též tvořit roztoky směsí solí vícesytných kyselin. 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. Jednoduchým příkladem je pufr složený ze slabé kyseliny a její soli (př. kyselina octová a octan sodný – acetátový pufr). V roztoku takového pufru se nachází disociované a nedisociované molekuly slabé kyseliny a ionty soli, přičemž anion soli je shodný s aniontem kyseliny. Disociační rovnováha v tlumivém roztoku je popsána vztahem pro disociační konstantu slabé kyseliny:
KA
[H ] [A ] [HA]
Chování pufru při přídavku silné kyseliny či zásady je možno popsat následujícím způsobem: Po přídavku H+ iontů do pufru dochází k jejich reakci s aniontem A- za vzniku slabé kyseliny HA (H+ + AHA). V roztoku se ustanovuje nová disociační rovnováha, a protože hodnota disociační konstanty musí zůstat zachována, mění se poměr složek pufru (HA a A-). Podobně po přídavku OH- a následné reakci hydroxidových aniontů s HA (OH- + HA H2O + A-), se opět ustanovuje nová disociační rovnováha a při zachování hodnoty disociační konstanty se mění poměr složek, z nichž je složen pufr. V obou případech se tedy pH pufru po přídavku omezeného množství silné kyseliny či zásady výrazně nemění. Obdobně se bude chovat i pufr složený ze slabé zásady a její soli. Po přídavku H+ iontů k roztoku dojde k reakci se slabou zásadou, po přídavku OH- dojde k reakci s kationtem soli za vzniku slabé zásady. V obou případech se ustaví nové disociační rovnováhy, při nichž 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 disociační konstantu KA. S jistými aproximacemi lze koncentraci nedisociovaných molekul HA nahradit celkovou koncentrací kyseliny cA a koncentraci aniontu A- vyjádřit pomocí celkové koncentrace zcela disociované soli cs. Pro koncentraci [H+] pak platí: [H ] K A
[HA] [A ]
a po úpravě
[H ] K A
cA cS
Po zlogaritmování pak pro výpočet pH tlumivého roztoku tvořeného směsí slabé kyseliny a její soli dostáváme vztah označovaný jako Hendersonova-Hasselbalchova rovnice.
cS cA Obdobný vztah lze odvodit i pro pufr připravený ze slabé zásady a její soli. pH pK A
log
pH 14 pK B
log
cS cB
Pojmenujeme-li složky pufrů ve smyslu Brønstedovy teorie (slabá kyselina a její konjugovaná báze, slabá zásada a její konjugovaná kyselina), je zřejmé, že obecně každý pufr se skládá z kyselé a zásadité složky. Pak můžeme Hendersonova- Hasselbalchovu rovnici psát v obecném tvaru pH pK A
log
cB cA
kde cA udává koncentraci kyselé složky pufru, cB koncentraci bazické složky pufru a KA je disociační konstanta kyselé složky pufru. Pro výpočet pH pufrů tvořených z roztoků solí vícesytných kyselin platí také obecná HendersonovaHasselbalchova rovnice. Typickým příkladem je fosfátový pufr tvořený směsí H2PO4- a HPO42-. Do rovnice dosazujeme za cA (koncentrace slabé kyseliny) hodnotu [H2PO4-] a za cB (koncentrace konjugované zásady) hodnotu [HPO42-]. Hodnota KA je disociační konstanta H2PO4- . Z obecné Hendersonovy-Hasselbalchovy rovnice plynou následující závěry: Hodnota pH pufru závisí na poměru koncentrací obou složek pufru (kyselé a bazické) a nikoliv na jejich absolutní hodnotě. V případě rovnosti koncentrací bazické a kyselé složky pufru se pH pufru rovná disociační konstantě KA. cB = cA
pH = pKA
Hodnota pH pufru se zředěním nemění. (Platí to pro značný, ale omezený rozsah koncentrací). Grafickým vyjádřením Hendersonovy-Hasselbalchovy rovnice jsou titrační křivky slabých kyselin nebo zásad (jejich horizontální část).
Jednoduchým příkladem je titrace kyseliny octové hydroxidem sodným. Titrace probíhá podle neutralizační rovnice: CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O Titrační křivka vystihuje závislost pH na množství přidaného titračního činidla. Na počátku titrace je v reakční směsi pouze slabá kyselina octová, v průběhu titrace přibývá octan sodný a roztok je směsí kyseliny octové a octanu sodného v různých poměrech až do bodu ekvivalence, kdy je kyselina octová „ztitrovaná” a v reakční soustavě je pouze vodný roztok octanu sodného. Za bodem ekvivalence v reakční směsi přibývají hydroxidové anionty, pH rychle vzrůstá (obr 8.2. ). Titrační křivka má tři odlišné fáze, jak je zřejmé z obrázku. Počáteční a konečnou fázi charakterizovanou strmým vzestupem pH a střední (plochou) část, kdy se pH v poměrně širokém rozmezí přidávaného činidla mění jen velmi málo – jedná se o oblast pufru. Roztok obsahuje směs slabé kyseliny a její soli a „odolává” přídavkům silného hydroxidu bez výrazné změny pH.
Obr.8.2: Titrační křivka Hodnotu pH roztoku v průběhu titrace můžeme (kromě počátku a bodu ekvivalence) vypočítat podle HendersonovyHasselbalchovy rovnice. V případě, že koncentrace kyseliny octové (HAc) a octanu sodného (Ac-) budou stejné, lze odvodit, že pH bude odpovídat pKHAc. Tato situace nastává při 50 procentní neutralizaci kyseliny. Již bylo uvedeno, že směs kyseliny a její soli se bude chovat jako účinný pufr tehdy, budou-li jejich koncentrace blízké. Průběh křivky potvrzuje, že v oblasti poloviční neutralizace a nejbližším okolí, kdy koncentrace obou složek pufru jsou velmi podobné, je změna pH způsobená přídavkem silného hydroxidu účinně tlumena.
Schopnost pufru tlumit změny pH vyjadřuje veličina - pufrační kapacita. Charakterizuje účinnost tlumivého roztoku a je vyjádřena jako látková koncentrace 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. Kapacita dobrých pufrů dosahuje prakticky nejvýše hodnotu = 0,2. Pufrační kapacita tlumivého roztoku je maximální při pH = pKA. Jednoduchý pufr je použitelný přibližně v rozmezí hodnot pH od (pKA + 1) do (pKA – 1), což odpovídá poměru [HA]/[A-] od 10 do 0,1. Ředěním pufru klesá jeho kapacita, přičemž hodnota pH se nemění.
β
Δc
H , OH
př
Δ pH
Při přípravě pufrů v praxi vycházíme buď z pevných solí vícesytných kyselin, nebo z roztoků slabých kyselin či zásad a jejich solí; též je možno pufr připravit „titračně” – přídavkem silné kyseliny či zásady k roztoku protolytu. V případě nutnosti pracovat s tlumivým roztokem v rozsahu celé škály pH se používají universální pufry získané ze směsi slabých kyselin a jejich solí (př. Britton-Robinson). V biochemickém a biologickém výzkumu se často užívají pufry na bázi amfiontů, které musí splňovat vedle obecných požadavků (dobrá pufrační kapacita, snadná příprava) také některé speciální požadavky jako např. izotonicita.
Tab.10.5: Příklady pufračních roztoků užívaných v laboratoři Pufr
Pufrační báze
Pufrační kyselina
Oblast pH
Hydrogenfosfátový
Na2HPO4
NaH2PO4
5,6-8,1
Acetátový
CH3COONa
CH3COOH
3,6-5,6
Borátový
Na2B4O7
H3BO3
7,1-9,2
Citrát-fosfátový
Na2HPO4
citronová kys.
2,2-8,0
Další příklady pufrů Octanový pufr: octan sodný + kyselina octová, 0,2 mol/l pH 3.7–5.6 CH3COONa • 3H2O, M136.09; 0.2M-roztok obsahuje 27.22 g/l. CH3COOH 0,2 mol/l
x ml 0.2M-NaOAc and y ml 0.2M-HOAc smíchat. pH, 18 x ml 0.2M-NaOAc °C 3.7 10.0 3.8 12.0 4.0 18.0 4.2 26.5 4.4 37.0 4.6 49.0 4.8 59.0 5.0 70.0 5.2 79.0 5.4 86.0 5.6 91.0
y ml 0.2M-HOAc 90.0 88.0 82.0 73.5 63.0 51.0 41.0 30.0 21.0 14.0 9.0
Fosfátový pufr pH 5.8–8.0 při 25 °C Na2HPO4 • 2H2O, M= 178.05; 0.2M-roztok obsahuje 35.61 g/l. Na2HPO4 • 12H2O, M= 358.22; 0.2M –roztok obsahuje 71.64 g/l. NaH2PO4 • H2O, M= 138.01; 0.2M- roztok obsahuje 27.6 g/l. NaH2PO4 • 2H2O, M= 156.03; 0.2M- roztok obsahuje 31.21 g/l. x ml 0.2M-Na2HPO4, y ml 0.2M-NaH2PO4; doplnit do 100 ml H2O.
pH, 25 °C 5.8 6.0 6.2 6.4 6.6 6.8 7.0 7.2 7.4 7.6 7.8
x ml 0.2MNa2HPO4 4.0 6.15 9.25 13.25 18.75 24.5 30.5 36.0 40.5 43.5 45.75
8.0
47.35
y ml 0.2M-NaH2PO4 46.0 43.85 40.75 36.75 31.25 25.5 19.5 14.0 9.5 6.5 4.25 2.65
Uhličitanový pufr, pH 9.2–10.81 Na2CO3 • 10H2O, M= 286.2; 0.1M roztok obsahuje 28.62 g/l. NaHCO3, M= 84.0; 0.1M-roztok obsahuje 8.40 g/l. x ml 0.1M-Na2CO3 and y ml 0.1M-Na2HCO3 je smícháno.
pH 20 °C 37 °C 9.2 8.8 9.4 9.1 9.5 9.4 9.8 9.5 9.9 9.7 10.1 9.9 10.3 10.1 10.5 10.3 10.8 10.6
x ml 0.1M-Na2CO3
y ml 0.1M-NaHCO3
10 20 30 40 50 60 70 80 90
90 80 70 60 50 40 30 20 10
Goodovy pufry: (http://www.sigmaaldrich.com/catalog/search/TablePage/14572938
Pufrační systémy v organismu Na udržování stálého prostředí v biologických tekutinách se podílí několik různých pufrů. Každý z nich lze charakterizovat jeho vlastní Hendersonovou – Hasselbalchovou rovnicí.V různých kompartmentech se tyto pufry podílejí na udržování pH s rozdílnou významností, přičemž navzájem spolupracují. Přídavek nebo úbytek H+ se rozdělí mezi různé pufry úměrně jejich pufračním kapacitám. Nejdůležitější pufrační systémy: Hydrogenuhličitan-kyselina uhličitá. Hydrogenuhličitanový pufr bývá v klinické medicíně tradičně označován jako bikarbonátový (zastaralý název hydrogenuhličitanů). Tvoří hlavní pufr extracelulárních tekutin, odpovídá za více než polovinu pufrační kapacity krve. Je tvořen HCO3- a H2CO3. Do Hendersonovy-Hasselbalchovy rovnice se zahrnuje i fyzikálně rozpuštěný CO2, který je s kyselinou uhličitou v rovnováze: CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3Místo koncentrace [H2CO3] je proto nutné počítat s tzv. "efektivní" koncentrací kyseliny uhličité [H2CO3+CO2] a místo pravé disociační konstanty kyseliny uhličité se používá upravená disociační konstanta respektující rovnováhu při efektivní koncentraci kyseliny uhličité.
pH pK (H 2 CO3 )
log
[HCO 3 ] [CO 2 H 2 CO 3 ]
6,1
log
[HCO 3 ] H 2 CO 3 ef
Efektivní koncentrace přímo závisí na parciálním tlaku CO2 v krvi (pCO2) a na rozpustnosti CO2 v krvi (skoeficient rozpustnosti). Parciálním tlakem se uvažuje takový tlak CO2 v uzavřeném prostoru nad kapalinou (krví), který je v termodynamické rovnováze s koncentrací rozpuštěného CO2 a H2CO3. Efektivní látkovou koncentraci [CO2 + H2CO3] v mmol.l-1 tak lze vyjádřit jako součin pCO2 . s, kde koeficient rozpustnosti s má při teplotě 37oC hodnotu 0,23 (pro pCO2 v kPa).
Obecná Henderson-Hasselbalchova rovnice pro hydrogenuhličitanový pufr v krvi pak nabývá tvaru:
pH
6,1
log
[HCO3 ] pCO2 0,23
(Koncentrace HCO3- se při použití koeficientu rozpustnosti 0,23 dosazuje v mmol/l !!!)
Vysoká účinnost tohoto pufru je dána možností regulovat množství vydýchaného CO2. Bílkoviny. Pufrační účinek bílkovin je způsoben jejich amfoterním charakterem (podobně jako u aminokyselin). Ionizovatelné skupiny postranních řetězců mohou reagovat jako slabé kyseliny nebo slabé
zásady. V oblasti fyziologického pH mají nejdůležitější úlohu imidazolové skupiny histidinových zbytků (pK=6,0) – tab.9.4. (Viz též II. díl skripta, kap. 29) Tab. 10.6. Hodnoty pKA vedlejších řetězců aminokyselin Aminokyselina
Skupina ve vedl. řetězci
Aspartát
β-karboxyl (-COOH)
3,9
při pH 7,4 úplná disociace na -COO-
Glutamát
γ-karboxyl (-COOH)
4,3
při pH 7,4 úplná disociace na -COO-
Histidin
imidazoliuma
6,0
kyselá složka proteinových pufrů
Cystein
sulfanyl (-SH)
8,3
při fyziol. pH se neuplatňuje
Tyrosin
fenolový hydroxyl (-OH)
10,1
při fyziol. pH se neuplatňuje
10,5
při pH 7,4 je kladně nabitá
12,5
při pH 7,4 je kladně nabitá
+
Lysin
ε-amonium (-NH3 ) +
Arginin a
pKA skupiny
guanidinium -NH(NH2)C=NH2
Poznámka
viz II. díl, kap. 17 a 29.
Nejvýznamnějším bílkovinným pufračním systémem v krvi je systém hemoglobin/oxyhemoglobin, který tvoří téměř jednu třetinu její pufrační kapacity. Oxygenovaný hemoglobin (pKA= 6,2) se chová jako silnější kyselina než hemoglobin (pKA=7,8). Proto při oxygenaci hemoglobinu (Hb) v plicích uvolňuje vznikající oxyhemoglobin (HbO2) část protonů. Naopak ve tkáních je oxyhemoglobin po odevzdání O2 převáděn na hemoglobin, který se chová jako akceptor protonů. HHb Hb- + H+ pKA 7,8 HHbO2 HbO2- + H+
pKA
6,2
Bílkoviny se rovněž podílejí na udržování pH plasmy (zejména albumin) a intracelulárního prostoru. Hydrogenfosfáty. Ve fyziologické oblasti pH se uplatňuje fosfátový pufr tvořený složkami HPO42- a H2PO4-. Hodnota pKA kyseliny fosforečné při disociaci do druhého stupně je 6,8. Fosfáty jsou hlavním pufračním systémem moče, podílí se též na udržování pH v intracelulárním prostoru.
Tab.10.7: Pufrační systémy v plné krvi Pufrační systém Hydrogenuhličitanový Proteiny
a
Hydrogenfosfátový a
Zastoupení 50 %
Pufrační báze
Pufrační kyselina
pKA
HCO3-
H2CO3 + CO2
6,1
45 %
Protein-His
Protein-His-H
5%
HPO42-
H2PO4b
+
6,0-8,0b 6,8
V krevní plazmě hlavně albumin, v erytrocytech hemoglobin. Výrazně závisí na typu bílkoviny.
Význam udržování konstatního pH ve vnitřním prostředí Udržování stálé hodnoty pH je nezbytné pro normální průběh životních funkcí a je jednou z hlavních priorit regulačních mechanismů v organismu. Většina biologických pochodů probíhá při pH kolem 7, s nejčastějším rozmezím mezi hodnotami 6-9. Většina biochemických pochodů je vzhledem k enzymové katalýze na hodnotě pH prostředí významně závislá a již nepatrné odchylky od stabilních hodnot mohou vyvolat jejich zpomalení či zástavu. Hodnocení acidobazické rovnováhy je proto jedním z velmi důležitých 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 – pCO2, pO2 a koncentrace hemoglobinu. Další parametry se pak dopočítávají. K poruchám acidobazické rovnováhy dochází při změně koncentrace vodíkových či hydroxidových aniontů způsobené řadou příčin, např. jejich zvýšeným příjmem, zvýšenou tvorbou v důsledku metabolických poruch (např. tvorba ketonových látek při diabetu, tvorba laktátu při hypoxii), či mimořádnými ztrátami (ztráta HCl při zvracení, zvýšené vylučování HCO-3 při poruchách ledvin). Při poklesu pH krve pod dolní hranici se jedná o acidemii (stav organismu, který ji vyvolal je acidóza), při zvýšení pH krve nad horní hranici hovoříme o alkalemii (stav, který ji vyvolal je alkalóza).
