IV. APA. SOLUŢII APOASE.

Viaţa este cunoscută numai în soluţii apoase. Pe Pământ viaţa a apărut în apa mării, fapt ce s-a dovedit prin studiul fosilelor, iar adaptarea la uscat a vieţii este un fenomen destul de recent. Asemănarea remarcabilă a compoziţiei fluidelor intracelulare şi extracelulare cu compoziţia apei de mare ne sugerează ipoteza apariţiei vieţii în apa de mare. Apa ne este atât de familiară, încât noi o considerăm mai degrabă un lichid banal cu proprietăţi simple, dar cu toate acestea apa este un lichid cu o structură complexă, reactiv din punct de veder chimic şi cu proprietăţi fizice extraordinare. Proprietăţile apei au o profundă semnificaţie biologică. Structurile complexe ale moleculelor pe care se bazează viaţa, proteinele, acizii nucleici, lipidele membranare şi hidraţii de carbon sunt rezultante a interacţiunii lor cu apa înconjurătoare (din mediul înconjurător). Complexitatea structurii solventului este responsabil de formarea asociaţiilor moleculare şi intermoleculare la aceste substanţe. Această proprietate este caracteristică la apă, nefiind cunoscută într-o măsură atât de pregnantă şi la alţi solvenţi. O altă ipoteză plauzubilă presupune că viaţa se bazează pe polimeri organici cum ar fi proteinele şi acizii nucleici, dar şi în acest caz trebuie să ţinem seama de organizarea complexă a structurii şi reacţiilor chimice a sistemelor vii ce nu se pot desfăşura decât în soluţii apoase.

Procesele şi structurile biologice pot fi înţelese numai în limita cunoaşterii proprietăţilor fizice şi chimice ale apei.

IV.1. PROPRIETĂŢI FIZICE.

21

IV.1.1. Constante fizice

Tabel nr. IV.1. Principalele constante fizice ale apei

Proprietatea U/M Valoareapresiunea de vapori (torr) 4,68 la 0o Ctemperatura critică (o C) 374volum molar (cm3) 57punctul triplu - temperatura - presiunea

(o C)(atm)

0,014,6

căldura molară, Cp (cal/grad.mol) 7,98 la 0o, 1 atmcăldura latentă de vaporizare (cal/mol) 9726 la 100o Ccăldura latentă de topire (cal/mol) 1440 la 0o Cconstanta ebulioscopică (o C) 0,52constanta crioscopică (o C) 1,86tensiunea superficială (dyn/cm) 72,7 la 20o CConductibilitatea specifică (1/) 4.10-8 Cconstanta dielectrică 78,54 la 25o Cmomentul dielectric (D) 1,84produsul ionic Ionigram/l 1,008-14 la 25o Centalpii şi entalpii libere de formare: H2(g) + 1/2O2(g) = H2O(g)

H2(g) + 1/2O2(g) = H2O(l)

(kcal/mol)

H298 = -57,80G298 = -54,63H298 = -68,32G298 = -56,69

Sursa: C. D. Neniţescu “Chimie Generală” E. D. P. Bucureşti p. 627

IV.1.2. Punctul de fierbere şi de topire

Punctele de topire şi de fierbere ale apei au valori anormal de ridicate, comparativ cu combinaţiile hidrogenului cu elementele învecinate oxigenului din sistemul periodic după cum se vede din tabelul nr. IV.2.

Anomaliile privind punctele de fierbere şi de topire se mai întâlnesc şi la alte combinaţii ale hidogenului, dar mult mai puţin evidente, cum ar fi în cazul acidului fluorhidric şi a amoniacului, în timp ce celelalte hidruri nu prezintă aceste anomalii.

Tabel nr. IV.2. Punctele de fierbele ale apei şi ale combinaţiilor hidrogenului cu elementele învecinate oxigenului.

p.t. (o C) p.f. (o C)22

CH4 -184 -164NH3 -78 -33H2O 0 +100HF -83 +19,5SiH4 -185 -112PH3 -133 -87SH2 -85 -61HCl -115 -85

Aceste diferenţe mari privind punctele de topire şi de fierbere raportate la masele moleculare apropiate nu pot fi explicate numai dacă admitem drept cauzalitate asociaţiile moleculare ce se formează în cazul combinaţiilor cu hidrogenul a oxigenului, azotului şi fluorului.

IV.1.3. Densitatea

Curba variaţiei densităţii apei cu temperatura nu descreşte monoton ca la alte lichide, ci întâi creşte de la 0oC la 4oC, apoi scade.

Gheaţa la 0oC are densitatea 0,91 g/cm3. La îngheţarea apei are loc o scădere bruscă a densităţii, respectiv o creştere a volumului, cu 10%.

Anomaliile densităţii apei au o mare influenţă asupra climei planetei şi asupra vieţii plantelor şi animalelor. Apa la 4oC, având densitatea mai mare decât apa mai caldă sau mai rece, se adună la fundul mărilor şi oceanelor, motiv pentru care apele mai adânci nu îngheaţă niciodată până la fund, fapt ce permite menţinerea vieţii.

Tabel nr. IV.3. Variaţia densităţii apei în funcţie de temperaturăTenperatura 0oC 4oC 10oC 15oC 20oCDensitatea 0,998660 1,000000 0,999727 0,999127 0,999046Sursa: C. D. Neniţescu “Chimie Generală” E. D. P. Bucureşti p. 627

IV.1.4. Alte anomalii

a)Căldura de vaporizare a apei este anormal de mare după cum reiese din tabelul nr. IV.1. b) Capacitatea calorică a apei este anormal de

23

ridicată, comparativ cu alte hidruri covalente (tabel nr. IV.1.). c) Tensiunea superficială este considerabil mai mare decât a celorlalte lichide.

Aceste anomalii ale proprietăţilor fizice ale apei se datoresc asociaţiei moleculelor de apă prin legături de hidrogen.

IV.2. STRUCTURA APEI.

În stare de vapori, apa este compusă din molecule de H2O, neasociate (masa moleculară, M = 18). Molecula H2O are o structură angulară, cu cele două distanţe OH egale, de 0,958 Å şi unghiul de valenţă de 104,5o conform figurii IV.1. atomul de oxigen nu păstrează în apă configuraţia electronică din starea fundamentală (1s2. 2s2. 2px

2. 2py. 2pz) căci, în acest caz, unghiul de valenţă dintre cele două legături O-H ar trebui să fie un unghi drept, iar orbitalii neparticipanţi ar trebui să ocupe orbitalul de nelegătură 2s şi unul din orbitalii p. în molecula de apă atomul de oxigen este hibridizat sp3 şi în felul acesta molecula de apă dobândeşte o structură tetraedrică.

Diferenţa mare de electronegativitate dinte O şi H conferă legăturii O - H 33% caracter ionic ce este indicat prin dipolmomentul mare al apei de 1,85 unităţi Debye. În mod cert apa are o moleculă polară, fenomen care are implicaţii enorme în sistemele vii.

24

Figura nr. IV.1. Structura moleculei de apă. Linia de margine indică razele van der Waals ce înconjoară molecula (unde componenta de atracţie a

interacţiunilor van der Waals este compensată cu repulsia). Sursa: D. Voet, J. G. Voet “Biochemistry” John Wiley - 1990

În reţeaua cristalină a gheţii obişnuite, aşa cum a fost determinată prin difracţia razelor X, fiecare moleculă de apă este înconjurată de alte patru molecule, aşa încât atomii de oxigen a celor patru molecule să formeze un tetraedru. (figura IV.2) Fiecare atom de hidrogen a moleculei centrale formează o legătură de hidrogen cu câte o pereche de electroni neparticipanţi ai altor două molecule de apă şi fiecare pereche de electroni neparticipanţi ai altor două molecule de apă, şi fiecare pereche de electroni neparticipanţi ai moleculei centrale formează o legătură de hidrogen cu un atom de H a unei alte molecule de apă. În această structură oxigenul are număr de coordinaţie 4, iar hidrogenul număr de coordinaţie 2, continuată la infinit, structura aceasta duce la o reţea hexagonală.

Anomaliile propreităţilor fizice ale apei se explică prin faptul că apa lichidă nu este formată din molecule H2O independente, ci din molecule asociate prin legături de hidrogen, deşi nu există încă o unanimitate de păreri asupra structurii asociate a apei, este sigur că la topirea gheţii nu se

25

rup toate legăturile de hidrogen ale reţelei, ci numai o parte din ele. Apa lichidă este deci compusă din fragmente de structură tetraedrică, dar şi din asociaţii cu structuri mai compacte. Apariţia, în apa lichidă, a unor structuri mai compacte în echilibru cu structura mai afânată explică creşterea abruptă a densităţii la topire urmată de o creştere mai lentă a densităţii până la 4oC. Peste această temperatură densitatea scade monoton.

Figura IV.2. Structura gheţiiSursa: L. Pauling “Chimie Generală” Bucureşti 1972

Atracţia electrostatică între dipolii a două molecule de apă au tendinţa de a se orienta de-a lungul legăturii O - H a unei molecule cu atomul de O dintr-o altă moleculă de apă. Aceste rezultate referitoare la direcţionarea asociaţiilor intermoleculare se numesc legături de hidrogen (figura IV.3.) şi au implicaţii cruciale în biologie. Apa fiind un solvent ideal şi pentru substanţe capabile să formeze legături de hidrogen.

26

Figura IV.3. Legătura de hidrogen între două molecule de apă. Forţa de legătură a acestei interacţiuni este maximă atunci când legătura covalentă O

- H este direcţionată coliniar cu o pereche de electroni neparticipanţi ai atomului de O cu care formează legătura covalentă

În general legătura de hidrogen poate fi reprezentată D - H….A, unde D - H este un acid slab (grupare donoră de tip N - H sau O - H) şi A este componenta bazică (atomul acceptor, cum ar fi N şi O).

Nu există polimeri definiţi ale apei, ci fiecare moleculă de apă tinde să se înconjoare tetraedric cu alte molecule. În apa lichidă se formează asociaţii de până la şase molecule de H2O, care există individual numai pentru un timp foarte scurt. Asociaţiile moleculare se desfac şi se refac necontenit, în aşa mod încât numărul total, statistic, de molecule asociate, dintr-o cantitate dată de apă, să rămână constant (la temperatură constantă).

Se apreciază că la topire se rup 15% din legăturile de hidrogen din cristalul de gheaţă; la 40oC sunt desfăcute aproximativ jumătate din legături, iar în stare de vapori sunt desfăcute toate legăturile de hidrogen.

IV.3. APA CA SOLVENT

Apa este cel mai important dintre toţi solvenţii utilizaţi în tehnică sau apărută în natură. Se spune că apa este un dizolvant universal. Apa dizolvă substanţele cele mai variate, dizolvă electroliţi (acizi, baze şi săruri) formând soluţii în care aceşti compuşi sunt ionizaţi. De asemenea, apa dizolvă numeroase substanţe atât anorganice cât şi organice, care conţin atomi capabili de a forma legături de hidrogen cu moleculele H2O. Substanţele care se dizolvă în apă se numesc hidrofile iar cele nepolare care sunt virtual insolubile în apă se numesc hidrofobe. Substanţele nepolare se dizolvă, totuşi, în solvenţi nepolari cum ar fi tetraclorura de carbon sau hexanul.

27

Sărurile, cum ar fi NaCl sau K2HPO4, sunt substanţe ce s-au format prin legături ionice. Ionii dintr-o sare sunt atraşi de sarcinile opuse, după legea lui Coulomb:

(1)

unde F este forţa de atracţie dintre sarcinile q1 şi q2, care sunt separate prin raza r, D este constanta dielectrică a mediului şi k este o constantă de proporţionalitate (8,99.109 J.m.C-2). Constantele dielectrice a câtorva solvenţi comuni sunt prezentate în tabelul IV.4..

Tabel nr. IV.4. Constantele dipolare şi dipolmomentele permanente a câtorva solvenţi comuni

Substanţa Constanta dielectrică Dipolmomentul (Debye)Formamidă 110,0 3,37Apă 78,5 1,85Dimetilsulfoxid 48,9 3,96Metanol 32,6 1,66Etanol 24,3 1,68Acetonă 20,7 2,72Amoniac 16,9 1,47Cloroform 4,8 1,15Dietileter 4,3 1,15Benzen 2,3 0,00Tetraclorură de carbon 2,2 0,00Hexan 1,9 0,00 Sursa: W. S. Brey “Physical Chemistry and its Biological Application” Academic Press, 1978.

Numeroase reacţii au loc în soluţie apoasă. Printre acestea o semnificaţie deosebită o au reacţiile biochimice din organismele vii, care la un loc constituie mersul vieţii.

Solvatare. Hidratare. Solubilitatea se datorează formării unor legături slabe între moleculele solvatului si ale solventului. Fenomenul se numeşte solvatare, iar când solventul este apa, hidratare. Hidratarea se datorează fie formării unor legături de hidrogen, ca în cazul substanţelor neionizate, fie unor atracţii ion - dipol, când substanţa dizolvată (solvatul) este un compus ionic.

Datorită constantei dielectrice mari a apei, în soluţiile compuşilor ionici, ionii de semn contrar rămân, într-o mare măsură despărţiţi (nu formează perechi sau asociaţii de ioni). Constanta dielectrică a apei este 28

printre cele mai ridicate dintre lichidele polare în comparaţie cu moleculele nepolare a hidrocarburilor, care au dipolmomentul relativ scăzut. Acesta nu este, însă, singurul factor care determină solubilitatea mare a electroliţilor în apă. Unele lichide a căror constantă dielectrică este mai mare decât a apei nu sunt solvenţi buni pentru electroliţi. Solubilitatea în apă a compuşilor ionici este determinată de puterea mare de a solvata ionii. Un ion imersat într-un solvent polar va atrage sarcina opusă din dipol ca şi în figura IV.4. Fiecare ion se înconjoară de o atmosferă de molecule de apă. Moleculele apei, datorită momentului lor electric ( = 1,84 D) sunt orientate, în cazul cationilor, cu oxigenul (polul negativ) spre ion, iar în cazul anionilor cu un atom de hidrogen spre ion. În aceste interacţiuni solvat - solvent, se degajă călduri de hidratare considerabile, de acelaşi ordin de mărime cu energia de reţea.

Figura IV.4. Solvatarea ionilor şi orientarea moleculelor de apă

Un ion se solvatează cu atât mai puternic (numărul de legături şi căldura degajată sunt cu atât de mari) cu cât volumul ionului este mai mic şi sarcina electrică mai mare.

Numărul de molecule de apă, legate de fiecare ion dizolvat, poate fi evaluat cu o oarecare aproximaţie din experienţele de transport al ionilor în electrolize. Datele sunt prezentate în tabelul nr. IV.5.

Tabel nr. IV.5. Numărul de molecule de apă care hidratează principalii ioni.Ionul Li+ Na+ K+ NH4

+H O Mg+2 Ca+2 Cl- Br- I-

Nr. molec.apă

13 8 4 4 3 14 10 8 4 3

29

IV.4. LEGĂTURA DE HIDROGEN

IV.4.1. Asociaţii moleculare

Încă de mult s-a remarcat că proprietăţile anumitor lichide pure nu pot fi explicate decât printr-o interacţiune puternică a moleculelor lor. Anumite lichide, cum sunt apa, acidul fluorhidric, amoniacul şi mai puţin acidul clorhidric, prezintă “anomalii” în comparaţie cu hidrurile elementelor vecine din sistemul periodic. Aceste anomalii constau în puncte de topire şi fierbere mai înalte, densităţi, capacităţi calorice şi călduri de vaporizare mai ridicate, comparativ cu ale unor hidruri ca: CH4, PH3, H2S, H2Se, HBr etc. anomaliile similare au fost observate la studiul proprietăţilor multor substanţe organice, conţinând grupele HO, COOH şi NH2.

Aceste anomalii sunt datorate unor asociaţii ale moleculelor lichidelor respective, prin forţe slabe, în forme ca (HF)x, (H2O)x, (CH3OH)x, etc.

Lichidele astfel formate sunt solvenţi buni pentru compuşii organici care conţin grupele C - OH, COOH, C=O şi NH2 (alcooli, fenoli, acizi, cetone şi amine), care, în schimb, se dizolvă slab în lichide cum ar fi hexanul. Solubilitatea mare a alcoolilor, fenolilor, acizilor şi aminelor în apă se datorează unor asociaţii dipol - dipol, căci, de exemplu, nitrobenzenul, care are un moment electric ( = 4,20) mai mare decât fenolul ( = 1,56) şi anilina ( = 1,53) este insolubil în apă ( = 1,84), în timp ce ultimele două substanţe menţionate sunt solubile. Solubilitatea este datorată, în aceste cazuri, unei legături de tip special între solvent şi solvat.

IV.4.2. Natura legăturilor de hidrogen

La examinarea structurii moleculelor lichidelor asociate, s-a constatat că toate conţin hidrogen legat covalent de unul dintre elementele cele mai electronegative: F, O, N sau mai rar Cl. Tăria legăturii descreşte în ordinea electronegativităţii : F<O<N<Cl. Legătura se face prin atomul de hidrogen, aşa că formula generală a unei legături de hidrogen este:

X - H.....Y (2)

Cele mai des întâlnite legături de hidrogen, în ordinea importanţei, sunt:

30

O – H….O N – H….O F – H….F (3)

Hidrogenul este legat covalent de unul dintre atomii electronegativi şi printr-o legătură de tip specială (marcată prin puncte) de celălalt. Legătura de hidrogen nu este o legătură covalentă (cum s-a considerat înaintea apariţiei mecanicii cuantice), fiindcă atomul de hidrogen nu poate folosi, într-o legătură cu alt element, decât orbitalul 1s, care este ocupat complet cu doi electroni. Atomul de hidrogen legat covalent se deosebeşte, însă, de toţi ceilalţi atomi prin particularitatea că norul electronic din jurul său este foarte subţire; sarcina pozitivă a nucleului de H este ecranată spre exterior numai de un singur electron. Pe de altă parte, dacă atomul de care este legat hidrogenul este puternic electronegativ, norul electronic este atras spre acesta (legătura X - H este polarizată), iar nucleul de H, mai puţin ecranat, poate exercita o forţă de atracţie electrostatică asupra unui atom electronegativ Y. Atracţia este cu atât mai puternică, cu cât Y are volum mai mic. Atracţia protonului slab ecranat se exercită asupra unei perechi de electroni neparticipanţi ai atomulu Y. Din această cauză legătura de hidrogen este, de obicei, liniară. Când structura moleculei nu permite liniaritatea ea poate adopta şi o formă angulară (de exemplu, legăturile de hidrogen intramoleculare).

Legătura de hidrogen este, deci, de natură statistică, dar de tip special, depinzând de prezenţa unui atom de hidrogen legat covalent şi a doi atomi foarte electronegativi

IV.4.3. Dovezi pentru existenţa legăturilor de hidrogen

Distanţe interatomice. Prin metoda difracţiei razelor X nu pot fi localizaţi cu precizie atomii de hidrogen, fiindcă densitatea norului de electroni din jurul acestui atom este prea mică pentru a produce o difracţie bine observabilă a razelor X. De aceea prin metoda difracţiei razelor X se măsoară, de obicei, numai distanţa X….Y, de exemplu, distanţa O….O, în legătura O - H….O. distanţele astfel măsurate sunt mai scurte decât în cazul legăturilor van der Waals. Doi atomi de oxigen uniţi printr-o legătură de hidrogen se află la distanţe interatomice de 2,55 - 2,77 Å, în timp ce atomii de oxigen uniţi în cristale prin atracţii van der Waals, prezintă distanţele interatomice de ordinul 3,01 - 3,20 Å.

Rezultate bune pentru măsurarea distanţelor interatomice în hidruri se obţin prin metoda difracţiei de neutroni în cristale.

31

S-a pus întrebarea dacă atomul de hidrogen este situat la mijlocul distanţei dintre cei doi atomi electronegativi pe care îi leagă sau este mai apropiat de unul dintre ei (de care este legat covalent). Datele experimentale pledează în favoarea celei de-a doua ipoteze. În molecula de apă asociată distanţa HO este de 0,96 Å. În moleculele neasociate ale apei, distanţa HO este de 0,99 Å (distanţa O…..O din apă fiind de 2,76 Å).

Figura IV.5. Formarea legăturilor de hidrogen între apă şi (a) grupări hidroxil, (b) grupări carbonil, (c) grupări carboxil şi (d) grupări amino.

Energiile de legătură variază între 4 şi 7 kcal/mol şi sunt mult mai mici decât energiile legăturilor covalente (30 - 100 kcal/mol).

Dovezi din spectre infraroşii. Prin formare de legături de hidrogen vibraţia de intindere a unei legături H - O este deplasată spre frecvenţe mai mici, totodată banda este mai lăţită. Aşa, de exemplu, în spectrul alcoolilor neasociaţi, în stare gazoasă, vibraţia de întindere a legăturii HO se manifestă printr-o bandă îngustă la 3690 cm-1. În alcoolii lichizi, nediluaţi această bandă dispare şi apare o bandă lată, cu un maxim la 3350 cm-1.

Solubilitatea unor substanţe în apă datorate formării de legături de hidrogen. O serie de substanţe se pot dizolva în apă nu numai datorită

32

forţelor de atracţie de tip dipol-dipol sau ion-dipol ci datorită faptului că molecula conţine grupări funcţionale polare capabile să formeze legături de hidrogen cum ar fi grupările hidroxil (OH), aldehidă sau cetonă (>C=O), carboxil (-COOH) sau amino (NH2). Modul de formare a acestor legături este prezentată în figura IV.5.

IV.5. FORMAREA DE MICELII

Multe molecule biologice pot conţine atât grupări polare (sau ionice) cât şi segmente nepolare, ce vor fi simultan atât hidrofile cât şi hidrofobe, care se numesc amfifile. Asemenea molecule sunt, de exemple, ionii acizilor graşi:

Cum interacţionează aceste aceste molecule în soluţie apoasă? Apa va avea tendinţa de hidratare a porţiunii hidrofile a unei molecule de amfifil, alături de tendinţa de a exclude porţiunea hidrofobică. În consecinţă amfifilele vor avea tendinţa de a forma agregate cu structuri disperse cu apa. Aceste agregate pot fi sub formă de micelii, care sunt globulare cu aranjarea grupărilor hidrofile la suprafaţa de contact cu mediul apos. Grupările hidrofobe se asociază în interiorul micelei excluzând solventul. O alternativă a acestui fenomen este formarea de pelicule în care grupările polare fac separaţia cu faza apoasă.

IV.6. MOBILITATEA PROTONULUI

Dacă curentul electric este plasat într-o soluţie ionică, ionii migrează la electrozii cu polaritatea opusă cu o viteză proporţională cu câmpul

33

electric şi invers proporţional cu forţa de frecare. Valorile sunt prezentate în tabelul nr. IV.5. de unde se vede că mobilitatea ionilor de hidroniu şi hidroxil sunt anormal de mari în comparaţie cu alţi ioni.

Tabel nr. IV.6. Mobilitatea ionilor în soluţie apoasă la 25oC.Ionul Mobilitatea x 10-5 (cm2.V-1.s-1)H3O+ 362,4Li+ 40,1Na+ 51,9K+ 76,1NH4

+ 76,0Mg+2 55,0Ca+2

HO- 197,6Cl- 76,3Br- 78,3CH3COO- 40,9SO4

-2 79,8

Pentru ionul de hidroniu (abreviat H+, protonul liber fiind inexistent în soluţie), această viteză mare de migrare se datorează abilităţii protonului de a se deplasa conform diagramei:

IV.7. PRODUSUL IONIC AL APEI

34

Apa fiind un compus amfiprotic, atât în stare pură cât şi în soluţie apoasă are loc o reacţie de transfer de protoni ducând la un echilibru:

De aici constanta de aciditate a apei va fi:

(5)

Cum echilibrul este mult deplasat spre stânga (gradul de ionizare este foarte mic), concentraţia apei (de la numitor) rămâne practic constantă (55,5 moli H2O la un litru de apă la 25oC) şi deci poate fi inclusă în constanta de aciditate. Astfel ecuaţia (5) devine:

(6)

Aşadar, în apă produsul actvităţii ionilor de hidroniu şi al ionilor de hidroxil este constant. Constanta Kw este numită produsul ionic al apei sau constanta de autoprotoliză a apei. În apa pură, nu însă în soluţiile apoase ale electroliţilor, activităţile sunt practiv egale cu concentraţiile:

(7)

Concentraţiile (activităţile) ionilor de hidrogen şi a ionilor hidroxil (în moli/l) sunt, prin natura însăşi a procesului, egale între ele. De aici se deduce uşor că, concentraţia ionului de hidroniu şi de hidroxil este egal cu radical din Kw. La temperatură ordinară produsul ionic al apei pure este aproximativ 1.10-14, de unde concentraţia ionilor de hidrogen este egală cu 1.10-7(ionigram/l).

Produsul ionic al apei are, la diferite temperaturi, următoarele valori:

Tabel nr. IV.7.. Valorile produsului ionic al apei în funcţie de temperaturăTemperatura 0oC 10oC 20oC 25oC 30oC 50oC1014.Kw 0,133 0,292 0,681 1,008 1,470 5,470

35

IV.8. SCARA pH A ACTIVITĂŢII (SAU A CONCENTRAŢIEI)

IONILOR DE HIDROGEN

Definiţie. În soluţiile diluate, acizii tari pot fi consideraţi complet ionizaţi. Aşa, de exemplu, nu greşim mult dacă admitem că, într-o soluţie apoasă 0,1 N de HCl concentraţia ionilor de hidroniu este egală cu concentraţia totală a acidului, [H+] = [HCl]. Dacă soluţia conţine un electrolit tare inert, de exemplu NaCl, concentraţia ionilor de hidrogen este aceeaşi ca în absenţa acestuia. Este practic să se exprime concentraţiile ionilor de hidroniu dintr-o soluţie apoasă în forma logaritmică. Se numeşte exponent a concentraţiei ionilor de hidroniu sau pH, logaritmul cu semn schimbat a concentraţiei ionilor de hidroniu din soluţie (Sörensen, 1906).

(8)

Mai târziu, când semnificaţia termodinamică a noţiunii de activitate a fost bine înţeleasă, definiţia de mai sus a fost modificată astfel:

(9)

Pentru soluţii diluate, activităţile sunt practic egale cu concentraţiile. De aceea ecuaţia în funcţie de concentraţie este utilizată mai frecvent deşi cea de a doua ecuaţie este fundamentată mai bine teoretic. Prin metodele potenţiometrice se determină, de fapt, activităţile, a.

Scara pH al activităţii (concentraţiei) ionilor hidroxil. S-ar putea defini o mărime pentru a exprima concentraţiile sau activităţile ionilor de hidroxil. Este însă mai practic să se exprime acidităţile şi bazicităţile soluţiilor apoase, în aceeaşi scară. Pentru aceasta se poate scrie:

(10)

Cum la 25oC, Kw = 10-14, se poate scrie:

(11)

36

Punctul neutru. O soluţie apoasă este neutră când concentraţiile ionilor de hidroniu şi ionilor de hidroxil sunt egale, conform relaţiei:

(12)

Punctul neutru, în soluţiile apoase, este la pH = 7. O soluţie cu pH < 7 este acidă; o soluţie cu pH > 7 este bazică. Când pH-ul unei soluţii scade cu o unitate, concentraţia ionilor de hidroniu din acea soluţie creşte cu factorul 10.

Tabel nr. IV.8. Scara pH-ului în soluţie apoasă[H+] 10-1 10-3 10-5 10-7 10-9 10-11 10-13

(HO-] 10-13 10-11 10-9 10-7 10-5 10-3 10-1

pH 1 3 5 7 9 11 13pOH 13 11 9 7 5 3 1soluţie acidă neutră bazică

Aplicaţii în biologie. Scara pH este utilizată mai ales pentru soluţii slab acide sau slab bazice (între pH 3 şi 10). Multe reacţii biochimice se petrec în soluţii neutre, slab acide sau slab bazice. pH-ul sângelui omenesc este de 7,35 la 25oC. La temperatura corpului, de 37oC, pH este la 6,75. Lichidele din mediul intern al organismului sunt deci bazice. sucul stomacal este puternic acid (pH = 1,7); sucul intestinal este bazic (pH = 8).

IV.9. ACIZI, BAZE ŞI SOLUŢII TAMPON

Acizii şi bazele au fost definite în 1880 de către Svante Arrhenius ca substanţe capabile să doneze protoni ionilor de hidroxil. Această definiţie este foarte limitată, nu explică de ce amoniacul are caracter bazic. Într-o definiţie mult mai general formulată în anul 1923 de către Johannes Brönsted şi Thomas Lowry, un acid este o substanţă care poate să doneze un proton (ca şi în definiţia Arrhenius) şi bază este o substanţă capabilă să accepte protoni. Definiţia este ilustrată de reacţia de mai jos:

Un acid (HA) reacţionează cu o bază (H2O) şi formează baza conjugată acidului (A-) şi acidul conjugat bazei (ionul de hidroniu). Această reacţie se poate abrevia HA H+ + HO-, participarea apei se subînţelege. Respectând

37

afirmaţia de mai sus înseamnă că ionul acetat (CH3COO-) este baza conjugată acidului (CH3COOH) şi ionul amoniu (NH4

+) este acidul conjugat amoniacului (NH3).

O definiţie mult mai cuprinzătoare a acizilor şi bazelor a fost elaborată de Gilbert Lewis în care se spune că acizii sunt acele substanţe care pot să accepte o pereche de electroni, iar bazele sunt substanţe care pot să doneze o pereche de electroni. Această definiţie este valabilă atât în soluţii apoase cât şi în sisteme neapoase dar pentru sisteme biologice nu este necesară descrierea procesului.

Tabel nr. IV.9. Constantele de disociere şi valorile pK la 25oC a câtorva acizi de uz comun în laboratoarele de biochimie.

Acidul K pKacid oxalic 5,37.10-2 1,27 (pK1)acid fosforic 7,08.10-3 2,15 (pK1)acid citric 7,41.10-4 3,13 (pK1)acid formic 1,78.10-4 3,75acid succinic 6,17.10-5 4,21 (pK1)acid oxalic 5,37.10-5 4,27 (pK2)acid acetic 1,74.10-5. 4,76 Acid citric 1,74.10-5 4,76 (pK2)acid succinic 2,29.10-6 5,64 (pK2)acid 2-(N-morfolino)-etan sulfonic (MES) 7,94.10-7 6,10acid cacodilic 5,37.10-7 6,27acid carbonic 4,47.10-7 6,35 (pK1)acid citric 3,97.10-7 6,40 (pK3)acid N-(acetamido)-iminodiacetic (ADA) 2,82.10-7 6,55acid piperazin-N,N’-bis(2-etansulfonic) (PIPES) 1,78.10-7 6,75acid N-(2-acetamido)-2-aminoetansulfonic (ACES) 1,58.10-7 6,80acid N-morfofilopropan sulfonic (MOPS) 6,76.10-8 7,17acid fosforic 6,31.10-8 7,20 (pK2)acid N-2-hidroxietilpiperazin-N’-2-etansulfonic 3,31.10-8 7,48acid N-2-hidroxietilpiperazin-N’-2-propansulfonic 1,10.10-8 7,96Tris (hidroximetil) aminometan (TRIS) 8,32.10-9 8,08N-[Tris(hidroximetil)metil]-glicină (tricină) 8,91.10-9 8,05N,N-bis((2-hidroxietil) glicină (bicină) 5,50.10-9 8,26Glicilglicină 5,50.10-9 8,26acid boric 5,75.10-10 9,24Amoniu (ion) 5,62.10-10 9,25Glicină 1,66.10-10 9,78acid carbonic 4,68.10-11 10,33 (pK2)Piperidină 7,58.10-12 11,12

38

acid fosforic 4,17.10-13 12,38 (pK3)

Tăria acizilor este caracterizată de constanta de disociere. Reacţia de disociere a apei prezentată mai sus este caracterizată de constanta de echilibru, care pentru reacţii acido-bazice, este cunoscută ca şi constantă de disociere.

(13)

Concentraţiile în această relaţie sunt exprimate în moli/l. În soluţii diluate concentraţia apei este constantă [H2O] = 1000 g.l-1/18,015 g.mol-1 = 55,5 M, de unde acest termen va intra în valoarea constantei de disociere dând relaţia:

(14)

Constantele de disociere a acizilor utilizaţi frecvent în experimentele biochimice sunt prezentate în tabelul IV.9.

pH-ul soluţiei este determinat de concentraţiile relative a acizilor şi bazelor. Relaţia dintre pH-ul soluţiei şi concentraţia acidului sau bazei sale conjugate va fi următoarea:

(15)

de unde rezultă:

(16)

Definind pK = -log K se obţine ecuaţia Henderson-Hasselbalch:

(17)

39

Ecuaţia indică că la valoarea numerică a pK este egală cu pH-ului soluţiei atunci când concentraţiile molare ale acidului şi ale bazei conjugate sunt egale.

IV.9.1. Soluţii tampon

Dacă se adaugă 0,01 ml acid clorhidric 1M la 1 litru apă pură, această apă îşi schimbă pH-ul de la 7 la 5, care reprezintă o creştere a concentraţiei ionilor de hidrogen de 100 de ori. În schimb la substanţele biologice se constată o foarte mică variaţie de aciditate la un mic adaos de acid sau bază. În figura IV.7. se arată variaţia pH-ului unui litru de soluţie 1 M de acid acetic, fosfat monosodic şi ion de amoniu, la diferite cantităţi de hidroxizi.

Curbele au configuraţii similare dar au înălţimi diferite pe axa pH.pH-ul la punctul de echivalenţă la această titrare (ionul de amoniu)

(când echivalenţii de HO- adăugaţi este egal cu echivalenţii iniţiali de acid) este mai mare de 7 din cauza reacţiei A- cu apa se formează HA + HO-

similar pentru situaţiile unde pH<7.pH-ul soluţiei la punctul de inflexiune a titrării este numeric egal cu

valoarea pK; aici conform ecuaţiei lui Henderson-Hasselblach [HA] = [A-].Panta curbei fiecărei titrări este mai mică în zona medie de titrare decât în altă regiune. Acest fapt indică că atunci când [HA] [A-], pH-ul soluţiei este relativ insensibil la adaos de acizi sau baze tari. De asemenea, o soluţie, care este cunoscută ca şi tampon acido-bazic, este rezistentă la variaţii de pH la mici adaosuri de acizi sau baze.

40

Figura nr. IV.7. Curbele de titrare acido-bazice a 1 l soluţie de acid acetic 1 M, H2PO4

- şi NH4+ cu baze tari. La punctul de start a fiecărei titrări, forma

acidă a perechii conjugate acido-bazice predomină. La punctul de echivalenţă a titrării, unde pH = pK concentraţia acidului este egală cu concentraţia bazei conjugate. În final concentraţia bazei va fi în exces. Banda din diagramă indică intervalul de pH unde soluţia are un efect

tampon evident

Curba de titrare din figura IV.8., precum şi curba (figura IV.9) arată distribuţia care poate fi calculată şi după ecuaţia Henderson-Hasselblach. La începutul titrării, o fracţiune semnificativă de A- este prezentă în urma disocierii lui HA. Similar, în jurul punctului final, rezultă mai mult HA din reacţia A- cu apa. Aproape pe tot parcursul titrării, HO- adăugat reacţionează în principal complet cu HA, pentru a forma A- de unde:

41

(18)

unde x reprezintă echivalenţii de HO- adăugaţi şi V este volumul soluţiei. În continuare co reprezintă concentraţia iniţială normală a H -lor:

(19)

Fifura IV.8. Curba de distribuţie a acidului acetic şi a ionului acetat. Fracţia speciilor prezente este dată de raportul concentraţiilor CH3COOH sau a

ionului CH3COO- faţă de concentraţia totală a acestor două specii

Incorporând aceste date în ecuaţia lui Henderson-Hasselblach se obţine:

(20)

care descrie o curbă de titrare (fig IV.8).

42

Capacitatea soluţiei tampon de a rezista la variaţii ale pH-ului este direct proporţională cu concentraţia perechii acid conjugat-bază, [HA] + [A-]. Ea este maximă atunci când pH = pK şi scade rapid cu îndepărtarea pH-ului de acest punct.

Fluidele biologice, atât cele intracelulare cât şi cele extracelulare sunt puternic tamponate. De exemplu, pH-ul sângelui la un individ sănătos este limitat în jur de 7,4. Ionii fosfat şi carbonat sunt componente a multor lichide biologice. De altfel, multe molecule organice, ca şi proteinele, acizii nucleici poartă multiple grupări acido-bazice care sunt efectiv componente de tampon pentru pH biologic. Ideea că proprietăţile biomoleculelor se schimbă cu aciditatea soluţiei în care este dizolvată a preocupat foarte multă cercetare biochimică (în secolul in care traim.(XX-XXI)).

IV.9.2. Acizi politropici

Substanţele care poartă mai multe grupări acido-bazice, ca şi acidul fosforic sau acidul carbonic, ca şi mai multe biomolecule sunt cunoscute sub denumirea de acizi politropici. Curba de titrare a acestor acizi este caracterizată prin valori multiple ale pK-ului, în funcţie de treapta de ionizare. Calculele exacte ale concentraţiilor de specii ionice diferite la un pH dat este, evident, mult mai complex decât în cazul acizilor monoprotici.

Valorile pK a două grupe asociate de acid şi bază nu sunt independente. Încărcătura ionică rezultată de o disociaţie ionică este inhibată de prezenţa protonului rezultat de la o altă disociere. De exemplu, pK-urile acidului oxalic pentru cele două grupe carboxil adiacente diferă cu trei unităţi de pH faţă de acidul succinic unde carboxilii sunt separaţi de două grupe metilen, unde diferenţa între pK-uri este de numai 1,4 unităţi. De asemenea, ionizarea succesivă de la acelaş centru, ca şi în acid fosforic sau acid carbonic, formează pK-uri diferite cu 4 până la 5 unităţi de pH. Dacă pK-urile pentru ionizări succesive a diferiţilor acizi protolitici diferă cu mai mult de 3 unităţi atunci se poate admite că pH-ul este dat numai de membrii perechii conjugate acid-bază.

Dacă pK-urile unui acid politropic este mai mare de 2 unităţi, ca şi în cazul majorităţii biomoleculelor, constanta de ionizare se măsoară prin titrare. Constantele de ionizare rezultate sunt cunoscute ca şi constante moleculare de ionizare. Considerând echilibrul din figura IV.10. în care sunt plasate două protonări neechivalente, valorile KA, KB, KC şi KD sunt constante de ionizare pentru fiecare grup şi sunt denumite constante microscopice de ionizare.

43

Figura IV.10. Ionizarea unui acid în stare de protonare neechivalentă

Constanta de ionizare pentru primul proton de la acidul HAH este:

(21)

Similar, constanta de ionizare pentru al doilea proton este:

(22)

dacă KA >> KB, când K1 KA atunci constanta primei trepte de ionizare este egală cu constanta microscopică de ionizare a grupei mai mult acide. De asemenea, dacă KD>> KC, când K2 KC (K ) atunci treapta a doua de disociere este constanta microscopică de disociere a acestei grupe.

44