Galenus

Disociace, disociační konstanta, iontový součin, pH

Disociace vody, hodnota pH

Molekula vody má tvar zkoseného čtyřstěnu

Molekula vody má tvar čtyřstěnu, přičemž vazby mezi kyslíkem a vodíkem směřují do dvou rohů a 2 volné elektronové páry atomu kyslíku do zbývajících dvou rohů čtyřstěnu. Úhel, který svírají obě vazby mezi kyslíkem a atomy vodíku je 105°, což je hodnota nižší, než je normální úhel v pravidelném čtyřstěnu (109,5°). Proto má molekula vody ve skutečnosti tvar nepravidelného, mírně zkoseného čtyřstěnu.

 

04-0044 disociace vody

Podobnou strukturu má například i molekula čpavku. Do tří rohů čtyřstěnu směrují vazby mezi dusíkem a vodíkem, do čtvrtého rohu směruje volný elektronový pár atomu dusíku.

Elektrony nejsou v molekule vody rozloženy rovnoměrně

Vhledem k výrazně odlišným hodnotám elektronegativity atomů vodíku a kyslíku dochází při vytvoření vazby mezi těmito dvěma prvky k elektronovému posunu. Elektrony jsou více přitahovány k atomu kyslíku, a proto je pravděpodobnost výskytu elektronu v blízkosti atomu kyslíku mnohem větší, než u jádra atomu vodíku. Dochází tak k situaci, kdy se na atomu kyslíku vytváří částečný (parciální) negativní elektrický náboj, na atomu vodíku pak stejně velký parciální kladný elektrický náboj. Čím větší je rozdíl v hodnotách elektronegativity mezi prvky tvořícími chemickou vazbu, tím více jsou elektrony přitahovány k atomu s vyšší elektronegativitou a tím větší je částečný elektrický náboj na obou atomech prvků (s opačným znaménkem).

Vezmeme-li v úvahu skutečnost, že atom kyslíku váže v molekule vody 2 atomy vodíku, které elektrony přitahují velice slabě a navíc má atom kyslíku ještě 2 volné elektronové páry, jeví se molekula vody ze strany kyslíku jako negativně nabitá. Naopak z vodíkové strany se jeví jako pozitivně nabitá.

Molekula, která nemá elektrony rovnoměrně rozložené, se označuje jako dipól. Chemická vazba, která nemá elektrony rovnoměrně rozložené mezi oba atomy, se označuje jako vazba polární.

Molekuly vody jsou elektrostaticky přitahované

Dipólový charakter molekuly vody způsobuje, že dochází k vytváření shluků, protože se parciálně kladně nabitý atom vodíku přitahuje k parciálně negativně nabitému atomu kyslíku jiné molekuly. Zatímco vzdálenost od středu atomu kyslíku k vodíku uvnitř molekuly je asi 0,1 nm, vzdálenost středu atomu kyslíku k vodíku druhé molekuly vody je asi 0,176 nm. V prvním případě vzdálenost odpovídá hodnotě příslušející kovalentní vazbě, ve druhém případě odpovídá vazbě vodíkové.

Nerovnoměrné rozložení elektronů umožňuje disociaci

Občas se stane, že přitažlivé síly atomu kyslíku jedné molekuly způsobí, že se jádro vodíku (vlastně proton) z jiné molekuly vody vymaní z vlivu svého kyslíku a na krátkou dobu existuje jako volný iont. Protože proton nemůže existovat sám o sobě, buď se opět poslušně vrátí pod vliv svého atomu kyslíku, nebo se dostane pod vliv volného elektronového páru atomu kyslíku jiné molekuly vody. Pravděpodobnost, že existuje volný iont vodíku (proton) v čisté vodě je velice nízká a lze ji vyjádřit hodnotou 0,000 000 001 8 (1,8 x 10-9), tzn., že v 1,8 miliardách molekul vody je jedna, která je disociována na iont vodíku (proton, H+) a hydroxylový iont (OH-). 1 mol vody (18 g) obsahuje 6,023 x 1023 molekul vody (Avogadrova konstanta). V 1 g vody je tedy obsaženo 3,46 x 1022 molekul vody. V tomto množství je pak při uvažované pravděpodobnosti přítomno přibližně 19 000 volných protonů.

 

04-0041 disociace vody

 

Vezmeme-li v úvahu Brönstedovu teorii kyselin a zásad (1923), chová se voda jako kyselina i zásada současně. Molekula vody je totiž schopna proton odštěpit, ale také jej přijmout. Proton neexistuje sám o sobě, ale je různým stupněm hydratován. Proto lze proton popsat jako H3O+, H5O2+, H7O3+, apod. Z praktického hlediska a z důvodů lepší přehlednosti zápisu se vžilo označení H+.

Disociační konstanta

Disociace vody se řídí Guldbergovým-Waageovým zákonem, stejně jako všechny chemické rovnováhy. Aby bylo možné disociační konstantu K vypočítat, je třeba si uvědomit, že 1 mol vody má hmotnost 18 g a 1 litr vody váží 1 kg (1.000 g). 1 litr vody pak obsahuje 1.000 : 18 = 55,56 molů vody. Čistá voda je tedy 55,56 molární.

Protože pravděpodobnost výskytu protonu v čisté vodě je 1,8 x 10-9, vypočítá se molární koncentrace protonů vynásobením pravděpodobnosti jeho výskytu molární koncentrací vody (1,8 x 10-9 x 55,56). Molární koncentrace protonů H+ (a zároveň i hydroxylových iontů OH-) je pak 1 x 10-7 mol/litr.

 

04-0042 disociace vody

 

Vzhledem k velice nízké koncentraci protonů vůči nedisociovaným molekulám vody lze mluvit o velmi zředěném roztoku a pak lze pro výpočet disociační konstanty použít molární koncentrace místo aktivity iontů a molekuly vody (aktivitní koeficienty jsou v tomto případě prakticky rovny 1).

Iontový součin vody

Disociace vody významně neovlivní vysokou koncentraci molekulární vody (55,56 molů vody proti 1 x 10-7 molů iontů v litru). Proto ji lze prakticky považovat za konstantní. Potom můžeme definovat novou konstantu, tzv. iontový součin vody Kv, která tuto skutečnost zohledňuje.

Při 25°C je Kv = (1 x 10-7) x (1 x 10-7) = 1 x 10-14 mol2/litr2. Protože je koncentrace iontů závislá na teplotě (pravděpodobnost výskytu samostatného protonu je závislá na teplotě), je při teplotě nižší, než 25°C hodnota Kv mírně nižší, naopak při teplotě vyšší než 25°C je hodnota Kv mírně vyšší. V teplotním rozmezí vztahujícím se k živým organismům je pro všechny vodné roztoky Kv = 10-14 (mol/l)2. Toto platí i pro roztoky obsahující kyseliny nebo zásady. Tato konstanta se používá pro výpočet hodnot pH roztoků kyselin i zásad.

Hodnota pH

Kyselostí roztoků se zabýval Sörensen a zavedl pojem pH jako záporný logaritmus koncentrace vodíkových iontů. Fyzikální chemik okamžitě namítne, že definice není přesná, protože je nutno používat aktivitu H+ iontů a ne koncentraci. Reakce probíhající v živém organismu se odehrávají za podmínek, kdy plně postačí uvažovat koncentraci a není třeba si výpočty komplikovat zaváděním aktivitních koeficientů. Proto se v biochemii používá definice pH, jak ji zavedl právě Sörensen.

 

04-0043 disociace vody

 

Pro čistou vodu je hodnota pH při 25°C rovna 7,0 (pH = - log [H+] = - log 10-7 = 7,0). Roztoky, jejichž naměřená hodnota pH je nižší než 7,0 mají vysokou koncentraci protonů (H+) a jsou proto kyselé. Roztoky, jejichž naměřená hodnota pH je naopak vyšší než 7,0 mají koncentraci protonů nízkou a jsou proto bazické.

Mezi chováním silných a slabých kyselin jsou rozdíly

Kyseliny jsou látky, které jsou podle Brönstedovy teorie schopny poskytovat protony (jsou dárci protonů, donory). Naopak zásady jsou schopny protony přijímat, jsou tedy akceptory protonů.

Zatímco silné kyseliny jsou schopny úplné disociace (uvolnění protonu) dokonce i v silně kyselém prostředí, slabé kyseliny v kyselém roztoku uvolňují proton jen částečně. Podobně se chovají i zásady (louhy). Většina biochemických sloučenin se však chová jako slabé kyseliny nebo zásady (neplatí to pro fosforylované sloučeniny, které ve své molekule obsahují dihydrogenfosforečnou kyselinu a tato má silně kyselou funkční skupinu). Při výpočtu pH slabých kyselin nebo zásad se proto musí výpočet provést s použitím disociační konstanty.

Voda existuje ve formě shluků

Molekula vody neexistuje samostatně, ale vytváří shluky díky vodíkovým vazbám. Rozpouštěcí síla vody, její povrchové napětí, viskozita a kapalný stav při normální pokojové teplotě jsou právě důsledkem schopnosti vytvářet vodíkové vazby. Sloučeniny obsahující ve své molekule atomy síry, dusíku nebo kyslíku se ve vodě dobře rozpouštějí právě proto, že jsou schopny přijímat protony z molekuly vody. Proteiny mají ve své molekule mnoho vodíkových vazeb a jejich dobrá rozpustnost ve vodě je dána tím, že dochází k výměně intramolekulárních vodíkových vazeb v proteinu za vodíkové vazby mezi proteinem a vodou.

Související články

Chemická vazba

Disociace slabých kyselin a zásad

Odkazy

Při zpracovávání textů a grafické stránky článků byly využity podklady z odborné literatury a internetu. Převzaté obrázky byly graficky upraveny pro potřeby tohoto webu. Kreslené obrázky podléhají autorským právům. Seznam použité literatury naleznete zde.

Zajímavé stránky

wikipedie