Nước, Dung dịch đệm và pH part 1 ppt

1

Nớc, Dung dịch đệm và pH

I. Các thuộc tính hóa học của nớc
Nớc không phải là một thành phần thụ động của tế bào hay của môi trờng ngoại bào.
Do bản chất vật lý, nớc xác định khả năng hòa tan của các hợp chất khác. Tơng tự nh
vậy, trong dung dịch các thuộc tính hóa học của nớc quy định cách mà các phân tử
tơng tác với nhau.
I.1. Sự ion hóa nớc
Nớc là một phân tử trung tính có xu hớng ion hóa nhẹ. Chúng ta biểu diễn sự ion hóa
này bằng phơng trình
H
2
O H
+
+ OH




Trong dung dịch, thực tế hầu nh
chẳng tồn tại cái gọi là proton (H
+
) tự
do. Thay vào đó, proton luôn ở dạng
kết hợp với một phân tử nớc tạo
thành ion hydronium (H
3
O
+

). Sự
kết hợp của proton với một nhóm các
phân tử nớc cũng có thể tạo nên
những cấu trúc có công thức là
H
5
O
2
+
, H
7
O
3
+
, v.v Trong thực tế, để
giản lợc, chúng ta viết tất cả các
dạng ion hóa này là H
+
.
Các proton của hydronium có
thể nhảy liên tục từ phân tử nớc
này sang phân tử nớc khác (Hình
2-1). Vì lý do này, có thể thấy sự linh
động của các ion H
+
và OH

trong
dung dịch nớc là cao hơn nhiều so
với bất cứ ion nào khác (vốn phải

vợt qua một lợng nớc lớn). Hiện
tợng proton nhảy cũng giúp giải
thích cho việc phản ứng axit bazơ
là những phản ứng diễn ra nhanh
nhất trong môi trờng nớc.
Mức độ ion hóa (phân ly) của các phân tử nớc đợc biểu diễn bằng hằng số phân
ly (K) đợc tính bằng biểu thức cân bằng ở đó nồng độ của hợp chất mẹ (H
2
O) là mẫu số,
còn nồng độ của các sản phẩm phân ly (H
+
và OH

) là tử số:
[H
+
][OH



]
K = [2 1]
[H
2
O]
Do nớc chỉ ion hóa nhẹ, nên trong dung dịch nồng độ nớc không phân ly - [H
2
O] -
lớn hơn rất nhiều so với lợng ion hóa và có thể coi nh một hằng số; và vì vậy có thể gộp
vào hằng số phân ly K

w
biểu diễn riêng cho sự ion hóa của nớc:

K
w
= [H
+
][OH



] [2 2]
Trong đó, K
w
có giá trị là 10
-14
ở 25
o
C.

Hình 2-1. Proton nhảy. Proton nhảy giải thích cho hiện
tợng chiếm u thế của ion hydronium (và hydroxide) trong
các dung dịch nớc thuộc các hệ thống sinh học.
Proton
nhảy

Đinh Đoàn Long nớc, dung dịch đệm và pH

2
Nớc tinh khiết có lợng H

+
và OH

bằng nhau, do đó [H
+
] = [OH

] = ( K
w
)
1/2
= 10
-7
. Do
các nồng độ [H
+
] và [OH

] quan hệ tơng hỗ với nhau qua công thức [2 2], nên nếu
lợng [H
+
] cao hơn 10
-7
M thì lợng [OH

] phải thấp hơn một cách tơng ứng và ngợc lại.
Các dung dịch có nồng độ [H
+
] = 10
-7

M thì đợc gọi là dung dịch trung tính, nếu
[H
+
] > 10
-7
M thì đợc gọi là dung dịch có tính axit, còn nếu [H
+
] < 10
-7
M thì đợc gọi
là dung dịch có tính kiềm (bazơ). Phần lớn các dịch sinh lý tế bào là trung tính hoặc
gần trung tính. Chẳng hạn nh, máu ngời chỉ có tính kiềm nhẹ với [H
+
] = 4 x 10
-8
M.
Do giá trị [H
+
] đối với phần lớn các dung dịch nớc là rất nhỏ, nên khó so sánh giữa
các dung dịch với nhau. Vì lý do này, mức độ ion hóa của nớc trong các dung dịch
thờng đợc biểu diễn qua khái niệm độ pH do Soren Sorenson đa ra vào năm 1909:
1
pH = -log[H
+
] = log [2 3]
[H
+
]
Công thức này cho
thấy, [H

+
] càng thấp
thì pH càng cao và
ngợc lại (xem Hình 2-
2). Độ pH của nớc
tinh khiết là 7,0; của
các dung dịch có tính
axit là <7,0, còn của
các dung dịch có tính
kiềm là > 7,0 (xem Bài
tập mẫu 2-1). Lu ý là
các dung dịch khác
nhau 1 độ pH thì
tơng ứng với nồng
độ [H
+
] chênh lệch
nhau 10 lần. Bảng 2
3 dới đây liệt kê độ
pH của một số dung
dịch phổ biến.




II.2. Hóa học về axit bazơ
Chính các ion [H
+
] và [OH

] có nguồn
gốc từ các phân tử nớc là cơ sở cho
phần lớn các phản ứng hóa sinh cơ
bản. Các phân tử sinh học, bao gồm
cả protein và axit nucleic, đều có
nhiều nhóm chức hoạt động hoặc
giống nh bazơ hoặc giống nh axit,
chẳng hạn nh các nhóm amino (-
NH
2
) và cacboxyl (-COOH). Những
phân tử này làm ảnh hởng đến độ
pH của môi trờng nớc ở xung
Bảng 2-3. Giá trị pH của một số dung dịch phổ biến
Dung dịch Độ pH
1 M NaOH 14
Dung dịch amoniắc dân dụng 12
Nớc biển 8
Máu 7,4
Sữa tơi 7
Nớc bọt 6,6
Nớc cà chua 4,4
Dấm 3
Dịch dạ dày 1,5
1M HCl 0

Hình 2-2. Mối quan hệ giữa pH và nồng độ H
+
và OH

trong nớc. Do sn
phm l [H
+
] v [OH

] l hng s (10
-14
), nờn [H
+
] v [OH

] quan h ph thuc
vi nhau. Dung dch cú nhiu [H
+
] hn l dung dch axit (pH<7). Dung dch
cú nhiu [OH

] hn l dung dch kim (pH>7). Cũn dung dch cú H
+
] = [OH

]
= 10
-7
M l dung dch trung tớnh (pH = 7). Chỳ ý nng cỏc ion c biu
din theo hm logarit.
Trung tính
Axit Bazơ

Nng ion (M)

3
quanh; ngợc lại, đến lợt nó, độ pH của môi trờng xung quanh lại ảnh hởng đến cấu
trúc (hoặc cấu hình) và khả năng phản ứng của các phân tử. Vì lý do này, các đặc điểm
hóa học về axit bazơ là nền tảng để tìm hiểu vai trò của nhiều phân tử sinh học.
Axit là chất cho proton (H
+
). Theo định nghĩa của Svante Arrhenius đa ra năm 1880,
axit là chất cho proton, còn bazơ là chất cho ion hydroxide. Định nghĩa này khá hạn chế.
Ví dụ, nó không đủ để giải thích cho nhiều trờng hợp giống nh NH
3
, mặc dù không có
nhóm OH, nhng vẫn có tính kiềm. Theo định nghĩa khái quát hơn đợc Johannes
Bronsted và Thomas Lowry đa ra vào năm 1923, thì axit là chất cho proton (giống
với định nghĩa của Arrhenius), còn bazơ là chất nhận proton. Theo định nghĩa của
Bronsted và Lowry, một phản ứng axit bazơ có thể đợc viết nh sau
HA + H
2
O H
3
O
+
+ A




Trong đó, axit (HA) phản ứng với một bazơ (H
2

O) để hình thành nên một bazơ liên hợp
của axit (A



) và một axit liên hợp của bazơ (H
3
O
+
). Theo đó, ion acetat (CH
3
COO



) là
bazơ liên hợp của axit acetic (CH
3
COOH), còn ion amonium (NH
4
+
) sẽ là axit liên hợp của
amôniăc (NH
3
). Để giản lợc, một phản ứng axit bazơ thờng đợc viết gọn lại là:
HA H
+
+ A

trong đó, đã có sự ám chỉ việc góp mặt của các phân tử nớc. Hoặc, phản ứng axit bazơ
cũng có thể đợc viết đối với một chất B có tính kiềm là:
HB
+
H
+
+ B
Độ axit của dung dịch đợc xác định bởi Hằng số Phân ly. Hằng số cân bằng của
một phản ứng axit bazơ đợc biểu diễn bởi hằng số phân ly mà trong đó nồng độ của
các chất tham gia phản ứng là mẫu số, trong khi nồng độ của các sản phẩm là tử số:

[H
3
O
+
]ì
ìì
ì[A



]
K = [2 4]
[HA]ì
ìì
ì[H
2
O]

Trong một dung dịch nớc loãng, nồng độ nớc có thể coi là một hằng số, xấp xỉ 55,5M
(1000 gìL
-1
/ 18,015 gìmol
-1
= 55,5M). Vì vậy, [H
2
O] đợc gộp với hằng số K thành hằng
số K
a
và đợc tính là:
[H
+
]ì
ìì
ì[A



]
K
a
= K[H
2
O] = [2 5]
[HA]
Để cho ngắn gọn, chỉ số a của K
a
thờng không đợc viết.
Hằng số phân ly của các axit phổ biến đợc nêu trên Bảng 2-4. Cũng giống nh giá trị

[H
+
], giá trị hằng số phân ly K của các dung dịch thờng rất nhỏ và khó so sánh; vì vậy,
ngời ta thờng biểu diễn hằng số phân ly qua giá trị pK:
pK = -logK [2 6]
Các axit đợc phân loại theo độ axit của chúng, nghĩa là khả năng chuyển H
+
của
chúng cho các phân tử nớc. Các axit đợc liệt kê trên Bảng 2-4 đợc gọi là các axit yếu
bởi vì chúng chỉ bị ion hóa một phần trong các dung dịch nớc (K < 1). Nhiều loại axit
khác, đợc gọi là các axit khoáng, nh HClO
4
hay HNO
3
và HCl, là các axit mạnh (vì
K>>1). Do các axit mạnh hầu nh ngay lập tức chuyển các proton của chúng cho các
phân tử nớc. Vì vậy, axit mạnh nhất có thể tồn tại ổn định trong các dung dịch nớc
chính là H
3
O
+
. Tơng tự nh vậy, không có bazơ nào trong các dung dịch nớc mạnh hơn
OH



. Trong thực tế, tất cả các phản ứng axit bazơ trong các hệ thống sinh học đều liên
quan đến H
3
O

+
(cùng OH



) và các axit yếu (cùng các bazơ liên hợp của chúng).
Đinh Đoàn Long nớc, dung dịch đệm và pH

4
Độ pH của dung dịch đợc xác định bằng nồng độ tơng đối của các axit và
bazơ. Mối quan hệ giữa độ pH của một dung dịch và nồng độ của một axit và bazơ liên
hợp với nó có thể dễ dàng suy ra từ phơng trình [2 5]:
[HA]
[H
+
] = K [2 7]
[A



]
Thay phơng trình [2 7] vào phơng trình [2 3], ta có:
[A



]
pH = - log K + log [2 8]
[HA]
Thay log K = pK (phơng trình [2 6]), ta có:

[A



]
pH = pK + log [2 9]
[HA]
Phơng trình này đợc gọi là phơng trình Henderson-Hasselbalch. Khi nồng độ mole
của một axit (HA) và bazơ liên hợp với nó (A



) bằng nhau, thì log ([A



]/[HA]) =
log 1 = 0 và độ pH của dung dịch có giá trị đúng bằng pK của axit đó. Công thức
Henderson-Hasselbalch cực kỳ hiệu quả để xác định độ pH của các dung dịch chứa hàm
lợng đã biết của một axit yếu (cùng bazơ liên hợp với nó; xem Bài tập mẫu 2 - 2). Tuy
vậy, do công thức này không tính đến sự ion hóa của bản thân các phân tử nớc, nên nó
không hiệu quả (không dùng) để tính độ pH của các dung dịch chứa các axit và bazơ
mạnh. Ví dụ, trong dung dịch 1M của một axit mạnh, nồng độ [H
+
] = 1M và pH=0. Còn
trong dung dịch 1M của một bazơ mạnh, [OH



] = 1 M, vì vậy [H

+
] = [OH



] / K
w
= 1/10
-14
,
tức là pH = 14.
Bảng 2-4. Hằng số phân ly và giá trị pK ở 25oC của một số axit
Axit

K

pK

Axit oxalic

5,37 ì 10

2

1,27 (pK
1
)

H
3

PO
4

7,08 ì 10

3

2,15 (pK
1
)

Axit formic

1,78 ì 10

4

3,75

Axit succinic

6,17 ì 10

5

4,21 (pK
1
)

Oxalate

5,37 ì 10

5

4,27 (pK
2
)

Ax
it axetic

1,74 ì 10

5

4,76

Succinate

2,29 ì 10

6

5,64 (pK
2
)

Axit 2
-

(N
-
morpholino)ethanesulfonic (MES)

8,13 ì 10

7

6,09

H
2
CO
3

4,47 ì 10

7

6,35

Axit piperazine
-
N,N

-
bis
-
2
-

ethanesulfonic (PIPES)

1,74 ì 10

7

6,76

H
2
PO
4

1,51 ì 10

7

6,82 (pK
2
)

Axit 3
-
N(
-
morpholino)propanesulfonic (MOPS)

7,08 ì 10

8

7,15

N
-
2
-
hydroxypiperazine
-

N

-
2
-

ethanesulfonic (HEPES)

3,39 ì 10

8

7,47

Tris(hydroxymethyl)aminomethane (TRIS)

8,32 ì 10

9

8,08

NH
4
+

5,62 ì 10

10

9,25

Glycine (nhóm amino)

1,66 ì 10

10

9,78

HCO
3

4,68 ì 10

11

10,33 (pK
2
)

Piperidine

7,58 ì 10

12

11,12

HPO
4
2

4,17 ì 10

13

12,38 (pK
3
)


5
II.3. Các dung dịch đệm
Khi chúng ta bổ sung 1 giọt (thể tích khoảng 0,01 mL) của dung dịch HCl 1M vào 1 lít
nớc tinh khiết, độ pH chuyển từ 7 xuống 5, tức là nồng độ [H
+
] tăng lên 100 lần. Các hệ
thống sinh học thờng không điều tiết đợc với sự thay đổi độ pH lớn nh vậy, bởi vì
ngay cả khi độ pH chỉ thay đổi nhỏ thì nhiều phân tử sinh học đã bị biến đổi đáng kể về

cấu trúc và chức năng. Vì vậy, việc duy trì một độ pH tơng đối ổn định có vai trò quan
trọng sống còn đối với nhiều hệ thống sống. Để tìm hiểu các hệ thống sống bằng các nào
có thể thực hiện đợc điều này, hãy so sánh khả năng điều tiết ion hóa của một axit yếu
với một bazơ mạnh.
Hình 2-3 biểu diễn cách mà giá trị pH của các dung dịch axit axetic, H
2
PO
4

và ion
ammonium (NH
4
+
) biến đổi khi OH

đợc bổ sung thêm vào dung dịch. Đờng cong chuẩn
độ trên hình có thể thu đợc bằng ghi chép các sô liệu thực nghiệm hoặc suy ra từ công
thức Henderson-Hasselbalch (xem Bài tập mẫu 2-3). Khi OH

phản ứng với HA, sản
phẩm của nó là A

và nớc:
HA + OH



A

+ H
2
O
Một số lu ý về các đờng cong chuẩn độ trên Hình 2-3 bao gồm:
1) Các đờng cong này
rất giống nhau về dạng
nhng dịch chuyển cao
thấp dọc theo trục giá
trị pH.
2) Giá trị pH tại trung
điểm (điểm giữa) của
đờng cong chuẩn độ
chính là giá trị pK của
axit tơng ứng; tại
điểm này [HA] = [A

]
3) Gần giá trị pK, độ dốc
của đờng cong thấp
hơn nhiều so với ở hai
bên dìa. Điều này có
nghĩa là khi giá trị
[HA]



[A

] thì độ pH
của dung dịch tơng
đối ít bị ảnh hởng
bởi việc bổ sung các
axit hoặc bazơ
mạnh. Một dung dịch
nh vậy thờng đợc
gọi là dung dịch đệm
axit-bazơ; nó có xu
hớng kháng lại sự
thay đổi pH do lợng
[H
+
] và [OH

] đợc bổ
sung vào sẽ tơng ứng
phản ứng với A

và HA
mà không làm thay đổi
đáng kể giá trị
log([A

]/ HA]).



Hình 2-3. ng cong chun ca axit axetic, phosphate v amụnic.

im gia
(pH = pK)
[HA] = [A

]
im bt u
im kt thỳc
Nng ion phõn ly / phõn t