2.5. A víz alapvető tulajdonságai és biokémiai szerepei

A víz mind a közvetlen környezetünk, mind a saját szervezetünk tekintetében az a vegyület, amivel a leggyakrabban, legnagyobb mennyiségben találkozunk. Emiatt hajlamosak lehetünk arra, hogy rendkívül közönséges, egyszerű vegyületnek tekintsük. Mi sem áll távolabb a valóságtól! A víz egy különleges vegyület, amelynek fizikokémiai tulajdonságai igencsak rendhagyóak. Ezek a tulajdonságai szoros kapcsolatban állnak azzal, hogy a mai fogalmaink szerint nem tudjuk az életet víz közreműködése nélkül elképzelni. Másképpen fogalmazva, a földi élet folyékony víz alapú.

2.5.1. A víz fő fizikokémiai adatai

Mint köztudott, a vízmolekulában egy oxigénatomhoz két hidrogénatom kapcsolódik kovalens kötéssel. A víz molekulatömege 18 Da. Az oxigén elektronegativitása lényegesen nagyobb, mint a hidrogéné, ezért mindkét kovalens kötés poláros, az elektronok több időt töltenek az oxigénatom környezetében. Mivel az ebből fakadó részleges negatív és részleges pozitív töltések súlypontja nem esik egybe, a vízmolekulának állandó dipólusmomentuma van, amelynek értéke 1,85 D (debye) (lásd 2.23. ábra).

Vizsgáljuk meg, hogy miért is tekinthető a víz különleges vegyületnek.

2.23. ábra: A vízmolekula jellemző szerkezeti adatai

2.23. ábra: A vízmolekula jellemző szerkezeti adatai

A másodlagos kölcsönhatásoknál elmondottak alapján nagy általánosságban elmondható, hogy minél nagyobb egy molekula, annál több másodlagos kölcsönhatást képezhet. Hasonlítsuk e-tekintetben össze a vízmolekulát egy olyan, kissé nagyobb molekulával, amelyben az egyik hidrogén helyett egy metilcsoport szerepel. Ez természetesen a metanol.

Pusztán a két molekula méretét tekintve azt várhatnánk, hogy a metanol jég állapotból kiindulva magasabb hőmérsékleten olvad meg, és magasabb hőmérsékleten forr fel, mint a víz. Ennek azonban épp az ellenkezője igaz. A Celsius skálán, amelynek beosztását természetesen a víz tulajdonságaihoz igazították, a víz olvadáspontja 0, forráspontja 100 fok, míg a metanol olvadáspontja mínusz 98 fok, forráspontja 65 fok. A víz folyadékállapotból történő elpárologtatásához grammonként több mint kétszer annyi hőre van szükség, mint a metanol esetében.

A víz tehát méretéhez képest rendhagyóan magas olvadásponttal, forrásponttal és párolgáshővel rendelkezik. Ezek azt jelzik, hogy a vízmolekulák mind szilárd, mind folyékony halmazállapotban sokkal erősebb kölcsönhatást létesítenek egymással, mint az a méretükből fakadna. A vízben az oxigénatomhoz ugyanannyi hidrogénatom kapcsolódik, mint ahány nemkötő elektronpárja van. Ráadásul a két hidrogénatom, és a két nemkötő elektronpár egy tetraéder négy csúcsán helyezkednek el. Ez, és a már említett elektronegativitás különbség azt jelenti, hogy minden vízmolekula egyidejűleg négy hidrogénhíd kötésben vehet részt. Ekkor minden atom egy kifejezetten erősnek számító másodlagos kölcsönhatásban van. A jégben valóban minden vízmolekula egyidejűleg négy hidrogénhidat létesít négy másik vízmolekulával. Ez magyarázza a víz rendhagyóan magas olvadáspontját. Folyadék halmazállapotban mintegy 15%-kal kevesebb hidrogénhíd alakul ki, időátlagban minden vízmolekula ~3,4 hidrogénhíd kötést létesít. Ez a még mindig kimagaslóan magas kölcsönhatási arány rendhagyóan magas forrásponttal jár. Ugyanakkor a folyadékfázisú víz rendkívül dinamikus szerkezetű. Benne a hidrogénhidas kapcsolatok másodpercenként mintegy ötvenmilliárdszor cserélnek gazdát.

Amikor a vízmolekulák szilárd halmazállapotban tetraéderesen helyezkednek el, egységnyi mennyiségű molekulára nagyobb térfogat jut, mint folyadék halmazállapotban. A jég sűrűsége tehát kisebb, mint a folyékony vízé (a víz sűrűsége 4ºC-on a legnagyobb). A legtöbb ismert anyagnál ez éppen fordítva van. A víz ilyetén tulajdonságának a Föld élővilágára nézve önmagában is hatalmas jelentősége van. Amikor az élővizek megfagynak, a folyékony víznél kisebb sűrűségű jég nem süllyed le, hanem a felszínen marad, és hőszigetelő réteget alkot. Amennyiben a jég sűrűsége nagyobb lenne a folyékony vízénél, úgy az élővizek fenékig befagyhatnának.

Jelentős dipólus momentuma miatt a víznek kiemelkedően magas a dielektromos állandója, tehát erőteljesen árnyékolja az elektrosztatikus kölcsönhatásokat.

2.5.2. A víz, mint oldószer

A másodlagos kölcsönhatásokról korábban írtak alapján nyilvánvaló lehet, hogy állandó dipólus momentuma és nagy dielektromos állandója miatt a víz kiváló oldószere az ionoknak, és a poláros molekuláknak. Sók oldásakor a víz a pozitív illetve negatív töltésű ionokat a megfelelő, ellentétes részleges töltésű oldalával veszi körbe, így többrétegű hidrátburkot alakít ki, amelyben az ionokkal ion-dipól kölcsönhatások alakulnak ki.

A molekulák többsége polárosság szempontjából három csoportra osztható: poláros, apoláros, amfipatikus (lásd 2.24. ábra).

2.24. ábra: A poláros és apoláros csoportok száma és elrendeződése szerint a molekulák lehetnek polárosak, apolárosak, vagy amfipatikusak

2.24. ábra: A poláros és apoláros csoportok száma és elrendeződése szerint a molekulák lehetnek polárosak, apolárosak, vagy amfipatikusak

A poláros molekulákkal (amelyekben az alkotó atomok közötti kovalens kötések polárosak, és maga a molekula nem-szimmetrikus szerkezetű) a víz dipól-dipól kölcsönhatásokat alakít ki. Ezen belül azokkal a csoportokkal, amelyek erre képesek, hidrogénhíd kötéseket létesít (lásd 2.25. ábra).

Az apoláros molekulákkal (amelyekben az alkotó atomok közötti kovalens kötések vagy apolárosak, vagy ha polárosak, akkor maga a molekula szimmetrikus szerkezetű) a víz csak gyenge, dipól-indukált dipól kölcsönhatásokat tud kialakítani. Részben ennek köszönhetően de, mint a következő fejezetben (lásd 2.5.3. ) látni fogjuk, főleg entrópiával kapcsolatos okok miatt, az apoláros molekulák inkább egymással kerülnek kölcsönhatásba, semmint vízzel, mintegy kiszorulnak a vízből. Emiatt a „vízutáló” viselkedésük miatt az apoláros molekulákat vagy csoportokat hidrofóbnak is szokták nevezni.

A molekulák egy harmadik típusában (amfipatikus) a poláros és az apoláros funkcionális részek egymástól jól elkülönítetten helyezkednek el a molekulán belül. Egy ilyen esetben a víz kedvező kölcsönhatásokat tud létesíteni a poláros csoportokkal, míg az apolárosakkal nem. Ennek eredményeképpen az apoláros csoportok egymás felé fordulnak, a polárosok a víz felé fordulnak, és micellák, vagy kettősréteg membránok alakulnak ki (lásd 11.5. fejezet). Erre a jelenségre a hidrofób hatás (lásd lent) ad magyarázatot.

2.25. ábra: A víz poláros csoportokkal dipól-dipól kölcsönhatásokat, lehetőség szerint hidrogénhíd kötést létesít

2.25. ábra: A víz poláros csoportokkal dipól-dipól kölcsönhatásokat, lehetőség szerint hidrogénhíd kötést létesít

2.5.3. A hidrofób hatás (effektus)

A hidrofób hatást, mint jelenséget mindenki ismeri. Az apoláros molekulák, mint például a szénhidrogének, nem oldódnak vízben, mintegy „utálják a vizet”, emiatt nevezik ezeket hidrofób molekuláknak. Ennek okára egy népszerű, de hibás magyarázat az, hogy a vízmolekulák egymással erősebb kölcsönhatást létesítenek, mint az apoláros molekulákkal, és ezért mintegy kitaszítják maguk közül azokat. Ha közelebbről megvizsgáljuk ezt a kérdést, akkor világossá válik, hogy a magyarázat ennél összetettebb. Az igaz ugyan, hogy a vízmolekulák egymással erősebb kölcsönhatást létesítenek (lásd dipól-dipól; hidrogénhíd) mint apoláros molekulákkal (lásd dipól-indukált dipól), de az apoláros molekulák a vízzel erősebb kölcsönhatást létesítenek (dipól - indukált dipól) mint egymással (indukált dipól - indukált dipól). A kölcsönhatási energia alapú mérlegben tehát nem csak azt kell figyelembe venni, hogy a poláros oldószer-molekulák egymással stabilabb kölcsönhatást létesítenek, mint az oldandó apoláros anyaggal, hanem azt is, hogy az apolárosak egymással kevésbé stabil kölcsönhatást létesítenek, mint a vízzel. Emiatt nem egyértelmű, hogy pusztán a kötéserősségeket tekintve magyarázható-e a jelenség. Ráadásul számos poláros, a vízzel jól elegyedő oldószer, mint például az acetonitril, vagy a dimetil-szulfoxid kifejezetten jól oldja az apoláros molekulákat.

A jelenség tehát nem pusztán azért áll elő, mert a víz poláros. Ezen túlmenően valami más, egyedi tulajdonsága is van a víznek, ami a hidrofób effektust kiváltja. Maga a kifejezés (hidrofób) is jelzi a „hidro” előtag révén, hogy ez az effektus kifejezetten a vízzel kapcsolatos.

A jelenség megértéséhez nem elegendő az egyedi kölcsönhatásokat figyelembe venni. A hidrofób effektus jó okkal nem is került felsorolásra a másodlagos kölcsönhatások között. Ez ugyanis nem egy közönséges kétoldalú kölcsönhatás, hanem egy termodinamikai rendszer komplex viselkedésének a végső eredménye, amelynek kiváltó oka elsősorban az entrópiával kapcsolatos.

A vízmolekulák a jégben, mint már említettük, egymással maximális számú (molekulánként négy) hidrogénhidat képeznek. Folyékony vízben a hőmozgás miatt kevesebb, átlagosan ~3,4 hidrogénhíd alakul ki molekulánként. Ezek a kölcsönhatások folyadékfázisban természetesen folyamatosan felszakadnak, és újraalakulnak, a vízmolekulák emiatt folyékony halmazállapotban nem alkotnak tartósan rendezett szerkezeteket. Más a helyzet, amikor a vízben apoláros molekulák is vannak. Amikor az apoláros molekulák felszínén a vízmolekulák egymással hidrogénhíd kölcsönhatást létesítenek, akkor a hidrogénhidak számának maximálása során szabályosan rendeződnek el, és a jégben mutatott elrendeződéshez hasonló, úgynevezett klatrát szerkezetet hoznak létre (lásd 2.26. ábra).

Természetesen ez a szerkezet sem állandó, de jóval kevésbé dinamikus, és jóval rendezettebb, mint a tiszta vízben kialakuló szerkezetek. A vízmolekuláknak ez a rendeződése a termodinamika fogalomrendszerével kifejezve azt jelenti, hogy a klatrátban lévő vízmolekulák rendezettebb állapota miatt a rendszer entrópiája a tiszta vízéhez képest csökken, ami növeli a rendszer szabadentalpiáját. Mint később látni fogjuk, a spontán, munkavégzés nélkül, tehát maguktól végbemenő, visszafordíthatatlan folyamatokra az jellemző, hogy általunk csökken a rendszer szabadentalpiája.

2.26. ábra: Apoláros molekulák körül a vízmolekulák klatrát szerkezetbe rendeződnek

2.26. ábra: Apoláros molekulák körül a vízmolekulák klatrát szerkezetbe rendeződnek

A konkrét esetben azáltal csökken a vizet és apoláros molekulákat tartalmazó rendszer szabadentalpiája, hogy csökken az apoláros molekulák vízzel érintkező összesített felszíne. Ennek a spontán folyamatnak a során az apoláros molekulák egymást veszik körbe. A víz felé akkor mutatják a legkisebb felszínt, ha gömb alakú terekbe csoportosulnak. Jó példa erre, amikor olajat elegyítünk vízzel. Ennek végeredménye (súlytalanság esetén) egyetlen gömb alakú olajcsepp a vizes fázisban. Normál földi körülmények között a sűrűségi viszonyoknak megfelelően egymásra rétegződő, két nem elegyedő fázist kapunk.

Amikor nem apoláros, hanem amfipatikus molekulákat elegyítünk vízzel, akkor a fentivel azonos okok miatt hasonló jelenség lép fel, aminek végeredménye mégis eltérő. Ebben az esetben is egymással lépnek kapcsolatba az apoláros molekularészek, tehát itt is mintegy „kimenekülnek” a vízből, de mivel kovalensen kapcsolva vannak egy poláros részhez, ezért a végeredmény eltérő lesz (lásd 2.27. ábra).

2.27. ábra: A víz az amfipatikus molekula apoláros csoportja körül rendeződni kényszerül

2.27. ábra: A víz az amfipatikus molekula apoláros csoportja körül rendeződni kényszerül

Az amfipatikus molekula alakjától függően jellemzően kétféle végeredmény születhet (lásd 2.28. ábra).

Ha az apoláros rész kisebb átmérőjű, mint a poláros (feji résznek nevezett) rész, akkor a molekula ék alakú lesz. Ebben az esetben az apoláros részek úgy temetődhetnek el, ha apoláros belsejű, poláros külsejű gömböket, micellákat képeznek. A micellák sugara megegyezik az amfipatikus molekulák hosszával.

Ha az apoláros rész átmérője nagyjából megegyezik a poláros (feji) rész átmérőjével, akkor nem gömbök képződnek, hanem kettős membránok. Ezek olyan síkok, amelyeket két, amfipatikus molekulákból álló réteg alkot. Az apoláros molekularészek ebben a kettősrétegben egymás felé, míg a poláros részek kifelé, a víz felé fordulnak. A kettősmembránok maguk is gömböket képeznek, így nem alakulnak ki a kettősmembrán sík szélén olyan területek, ahol az apoláros részek vízzel érintkeznek.

A hidrofób hatásnak (a szakirodalomban: hidrofób effektus) óriási jelentősége van a biológiai rendszerekben. A globuláris fehérjék natív szerkezetének kialakulásában például döntő szerepe van a makromolekula belsejébe temetődő, zömmel apoláros oldalláncokat tartalmazó úgynevezett hidrofób magnak. A globuláris fehérjék felszínén zömmel poláros csoportok helyezkednek el, tehát natív térszerkezete a micellákra emlékeztet (bár a részletek tekintetében természetesen sokkal összetettebb).

2.28. ábra: Az amfipatikus molekulák vízben szerkezetüktől függően micellákat, vagy membrán kettősréteget képeznek

2.28. ábra: Az amfipatikus molekulák vízben szerkezetüktől függően micellákat, vagy membrán kettősréteget képeznek

A biológiai membránok, például a sejtmembrán, vagy az eukarióták számos organellumának a membránjai döntően foszfolipidekből állnak. A foszfolipidek olyan amfipatikus molekulák, amelyek apoláros részének átmérője nagyjából akkora, mint a poláros feji rész átmérője. Ez a szerkezeti oka annak, hogy a foszfolipidek membrán kettősréteget képeznek.

Tehát a biológiai membrán kettősrétegek is a hidrofób effektus következtében alakulnak ki. Ezek a lipid kettősrétegek, (lásd sejtmembrán, vagy különböző organellumok, vakuólumok membránja), gömbszerűen zárt képződményeket alkotnak, így a síknak nincsenek lezáratlan, a víz felé apoláros részeket mutató szélei, a víz felé csak poláros részek fordulnak.

A hidrofób hatásnak a DNS kettősspirál szerkezet stabilizálásában is fontos szerep jut. A láncban egymást követő bázisok egymással átfedve egymásra lapolódnak, apoláros részük a víztől elzárva szoros térkitöltésű belső térrészt alakít ki.

2.5.4. Ionegyensúlyok vizes közegben

Azt korábban már tárgyaltuk, hogy a víznek van dipólusmomentuma, de pusztán a víz kémiai képletéből (H2O) kiindulva az következne, hogy a vízmolekulának nincs eredő töltése. Ebből pedig az következne, hogy a tökéletesen tiszta folyékony halmazállapotú víz nem vezethetné az áramot. (Folyadékokban az elektromos áramot a fémes vezetőkkel ellentétben ionok vándorlása hozza létre).

Márpedig tapasztalati tény, hogy a nagytisztaságú víz is vezeti az áramot. A tiszta víz elektromos vezetőképességének (az ellenállás reciproka) ismeretében a víz ionkoncentrációja is meghatározható. A tiszta víz tehát részben semleges, részben ionos állapotban van jelen, ezek között egyensúly van.

A víz ionokra bomlik az alábbi egyenlet szerint:

2.4. egyenlet

A víz tehát protonra és hidroxidionra bomlik. A proton pillanatszerűen reagál egy vízmolekulával, és hidroxónium iont képez. Ezzel kapcsolatban érdemes megjegyezni, hogy a pozitív töltés gyorsabban vándorol vízben, mint azt hidroxónium ionok vándorlása lehetővé tenné. A jelenség hátterében az áll, hogy a hidroxónium ionok a hálózatos hidrogénhíd rendszer miatt könnyen átadják a protonjukat, és ezáltal hidroxónium ion állapotukat a szomszédos vízmolekuláknak. Ez a proton-ugrálás (proton jumping) jelensége (lásd 2.29. ábra). A proton-ugrálás miatt a hidroxónium ionok vándorlásán felül a hidroxónium ion állapot maga is terjed, mégpedig gyorsabban, mint maguk a hidroxónium ionok.

2.29. ábra: A proton-ugrálás jelensége vízben

2.29. ábra: A proton-ugrálás jelensége vízben

A víz ionokra történő bomlása egyensúlyra vezet, a bomlás mértéke egy egyensúlyi állandóval számszerűen is kifejezhető:

2.5. egyenlet

Mindkét oldalt megszorozva a víz koncentrációjával az alábbi egyenlethez jutunk:

2.6. egyenlet

Mivel a víz moláris koncentrációja egy konkrét érték, (~55,5 M), ezért a baloldalon két állandó szorzata szerepel, ami maga is állandó. Ezért a jobb oldalon szereplő szorzat önálló elnevezést is kapott, ez a vízion szorzat. Ennek értéke 10-14 M2.

Mivel a víz semleges, ezért a protonok és a hidroxidionok koncentrációja megegyezik, 10-7 M. Ha ezt a tized mikromólos koncentráció adatot összevetjük a víz koncentrációjával, akkor látható, hogy a vízmolekuláknak csak egy rendkívül kis hányada, 555 millió molekulából 1 molekula van éppen disszociált állapotban. Ez a disszociáció tehát önmagában praktikusan nem befolyásolja a semleges vízmolekulák koncentrációját, tehát a vízion szorzatban jogosan tekintjük a víz koncentrációját állandónak.

Mivel ilyen kis koncentrációval nem praktikus számolásokat végezni, ezért a protonkoncentráció kifejezésére definíciószerűen bevezették a pH fogalmát:

2.7. egyenlet

A vízion szorzat állandóságából következik, hogy amilyen arányban növekedik a protonkoncentráció a vízben (pl. savak beoldása miatt), olyan arányban csökken a hidroxidion koncentrációja, és fordítva.

A 2.30. ábra mutatja, hogy a pH skála egészszámú értékeihez milyen protonkoncentráció és hidroxidion koncentráció tartozik. Érdemes megjegyezni, hogy a pH bevezetésével analóg módon a pOH fogalom is bevezetésre került, de ez a biokémia gyakorlatában nem használatos. A 2.30. ábra azt is mutatja, hogy különböző testnedvekben, illetve egyéb, hétköznapi életünkből ismerős folyadékokban mekkora a pH értéke.

A pH fogalomköre rendkívül fontos a biokémiában. A életfolyamatokban résztvevő molekulák nagy hányadában vannak olyan funkcionális csoportok, amelyek képesek protont felvenni, illetve leadni. Egy ilyen proton felvétel, vagy leadás természetesen töltésváltozással jár. Ha a protont leadó csoport egyszeresen pozitív volt, akkor semleges töltésű lesz, ha semleges volt, akkor negatív töltésűvé válik, a protont felvevők esetében pedig mindennek az ellenkezője igaz.

A másodlagos kölcsönhatásoknál már láttuk, hogy milyen nagy jelentősége lehet annak, hogy egy molekula hordoz-e töltést (ionos-e) vagy sem. Egy egyszerű protonleadás vagy felvétel komoly mértékben meghatározhatja, hogy az adott csoport milyen molekulákkal képes majd kölcsönhatásba kerülni, és alapvetően befolyásolhatja az adott csoport kémiai reakciókban való részvételét is. A protoncserével kapcsolatos reakciók a sav-bázis reakciók.

2.30. ábra: A megfelelő hidroxónium és hidroxidion koncentrációkhoz tartozó pH illetve pOH értékek, és egyes közismert folyadékok pH értékei

2.30. ábra: A megfelelő hidroxónium és hidroxidion koncentrációkhoz tartozó pH illetve pOH értékek, és egyes közismert folyadékok pH értékei

2.5.5. Sav-bázis reakciók vizes közegben

Ahhoz, hogy a sav-bázis reakciókat tárgyaljuk, mindenekelőtt definiálni kell a sav és a bázis fogalmát. Svante Arrhenius, aki elsőként feltételezte, hogy a sók vízben ionokra disszociálva oldódnak, 1884-ben a következő definíciót adta: sav az, ami disszociálva protont ad le, bázis az, ami disszociálva OH- iont ad le. Ennek a definíciónak az értelmében csak azok az anyagok lennének bázikusak, amelyek hidroxidiont tartalmaznak, az ammónia például nem lenne bázis.

Johannes Brønsted és Thomas Lowry 1923-ban egymástól függetlenül új definícióval szolgáltak. Eszerint sav az, ami protont képes átadni egy másik molekulának, míg bázis az, amelyik proton tud felvenni. A definíciójukból következik, hogy a sav, illetve a bázis szerep csak konkrét, protonátmenetes reakciókban, tehát sav-bázis reakciókban definiálható.

A sav-bázis reakciókban tehát kell, hogy szerepeljen egy sav, és kell, hogy szerepeljen egy bázis is, ezek feltételezik egymást. Ugyanaz az anyag az egyik reakcióban szerepelhet savként, egy másikban pedig bázisként attól függően, hogy mi a reakciópartnere. (Ez a viszonylagosság és egymásrautaltság analóg azzal, amit az elektronátmenettel kapcsolatos redoxreakcióknál láttunk. Ha valami oxidálódik, akkor valami másnak redukálódnia kell. Az, hogy egy ilyen reakcióban egy anyag redukálódik, vagy oxidálódik-e, függ a reakciópartnertől).

Kezdetben a sav-bázis gondolatkör elválaszthatatlan volt az oldódás gondolatkörétől. Brønsted és Lowry azt is megállapították, hogy az, hogy egy anyag mennyire erős sav (milyen mértékben képes protont leadni), vagy bázis (milyen mértékben képes protont felvenni), függ az oldószertől. Az oldószer tehát mint protont felvevő (sav) vagy mint protont leadó (bázis) molekula részt vesz a reakcióban. A korábbi gondolatmenetnek megfelelően az egyes résztvevők szerepe és „erőssége” attól függ, hogy milyen molekulával, az utóbbi példában milyen oldószerrel lépnek reakcióba.

A kérdéskör matematikai leírásához érdemes bevezetni az „általános sav” fogalmát, ami a felírt reakcióban savként viselkedik majd. Ennek jele: HA, a H jelzi, hogy a molekula protont tud majd leadni. Ha ez az általános sav protont ad le, akkor a visszamaradó molekula, a savmaradék az A jelet kapja. Mindenekelőtt fontos kiemelni, hogy ez az általános jelzés nem jelenti azt, hogy a sav feltétlenül semleges, a savmaradék pedig feltétlenül negatív töltésű kéne, hogy legyen. A lényeg, hogy amikor a savként szereplő reakciópartner lead egy protont, a töltése egy egységgel kisebb lesz. Ha semleges volt, akkor egy negatív töltése lesz, ha korábban egy pozitív töltése volt, akkor semlegessé válik.

Vegyük észre azt is, hogy egy reverzibilis sav-bázis reakcióban a szerepek a reakció során megváltoznak. Ami savként protont adott le, az bázissá válik, ami pedig protont vett fel, az savvá. Az eredeti felírásban savként szereplő molekula deprotonált formája a sav konjugált bázisa, míg az eredeti felírásban bázisként szereplő molekula protonált formája a bázis konjugált sava lesz.

Ebben a fejezetben a víz szerepét tárgyaljuk, így a sav-bázis reakciókat is vizes közegben vizsgáljuk meg. A fenti definíciók alapján az alábbi általános sav-bázis reakció írható fel vizes közegben:

2.8. egyenlet

Az általános sav egy egyensúlyra vezető folyamatban protont ad le a víznek. Ebben a reakcióban a víz bázisként működik. Az általános savból kialakul annak A konjugált bázisa, míg a bázisként szereplő vízből kialakul a H3O+ konjugált sav. A fordított reakcióban ezek a konjugált molekulák reagálnak egymással. Az egyensúlyra vezető folyamathoz tartozik egy egyensúlyi állandó is, az alábbiak szerint:

2.9. egyenlet

Az egyenletben szereplő egyensúlyi állandó természetesen az eredeti felírás szerinti termékek moláris koncentrációjának szorzata osztva a kiindulási anyagok moláris koncentrációjának szorzatával. Ennek az egyenletnek az egyszerű algebrai átrendezése egy sokatmondó emeletes törtet eredményez. Ebben a két konjugált sav-bázis pár koncentrációarányai vannak egymással elosztva.

Mit is jelent ez? Ez az emeletes tört természetesen továbbra is az egyensúlyi állandót adja meg, de egyben megvilágítja az egyensúlyi állandó egyik fontos jelentését is. Az egyensúlyi állandó azt mutatja meg, hogy a reakcióban szereplő általános sav, mennyire erős a vízből keletkező savhoz, vagyis a hidroxónium ionhoz képest.

Definíciós szerint azokat hívjuk erős savaknak, amelyeknél ez az arány, tehát az egyensúlyi állandó nagyobb, mint egy. Tehát azok az erős savak, amelyek erősebbek, mint a hidroxónium ion. Elsőre meglepő lehet ez a kis számérték, de vizsgáljuk meg, hogy vajon a hidroxónium ion erős sav-e. Mivel a vízben csak minden 555 milliomodik vízmolekula van hidroxónium ion állapotban, ezért nyilvánvaló, hogy a hidroxónium ion rendkívül erős sav, ami nagyon nagy hányadban adja le a protonját víznek.

A salétromsav Keq értéke például 1,2; a kénsavé 103, míg a sósavé 107. Ez egyben azt is mutatja, hogy az erős savak vízben oldva azok, amelyek gyakorlatilag teljes mértékben disszociálnak, tehát amelyeknek gyakorlatilag minden molekulája leadja a protonját. Gyakorlati értelemben az erős savaknál tehát csak formalitás az egyensúlyi állandó felírása, az erős savak vízzel való reakciója szinte tökéletesen a disszociációja irányában van eltolva.

Nézzük meg, hogy ezzel szemben milyen törvényszerűségek vonatkoznak a gyenge savak híg vizes oldataira. Mivel a hidroxónium ion koncentráció proton koncentrációként is felírható, ezért a korábbi egyensúlyi állandón apró formai módosítást hajthatunk végre az alábbiak szerint:

2.10. egyenlet

Szorozzuk meg mind a két oldalt a víz moláris koncentrációjával. Fontos, hogy ez a szorzás csak akkor jelent állandó értékkel való szorzást, ha gyenge savak híg oldataira vonatkozik az egyenlet. Ebben az esetben ugyanis a víz 55,5 M koncentrációjához képest elenyésző lesz az a koncentráció csökkenés, ami abból fakad, hogy a vízmolekulák egy része protont felvéve hidroxónium ionná alakul. Erős, teljesen disszociáló savaknál, illetve gyenge savak magas koncentrációinál ez az elhanyagolás már nem tehető meg.

Ha gyenge savak híg oldatairól van szó, akkor ez a szorzás tehát egy konkrét (állandó) 55,5 M koncentráció értékkel való szorzást jelent. A Keq és a vízkoncentráció szorzata így maga is egy állandó lesz, amit savi disszociációs állandónak nevezünk.

2.11. egyenlet

Ez egy nagyon jól használható paraméter, amennyiben a már említett módon, csak gyenge savak híg oldataira alkalmazzuk, és helyesen értelmezzük. Amennyiben nem vesszük figyelembe, hogy hogyan jutottunk a savi disszociációs állandó fogalmával, az egyenlet formája önmagában félrevezethet bennünket. A Ksav ugyanis pusztán az egyenlet formája alapján látszólag egy olyan reakciót jellemez, amelyben a HA sav minden reakciópartner nélkül (vákuumban) spontán bomlik. Ez, mint már tárgyaltuk, nem így van, a reakciópartner a víz, a Ksav értéke kizárólag a vízzel való kölcsönhatásra vonatkozik. Más, protonfelvételre képes oldószer esetében a reakció, és így a Ksav értéke is eltérő lenne. Az mindenestre nyilvánvaló, hogy egy adott oldószer esetében minél magasabb a Ksav értéke, annál erősebb a sav.

A Ksav definiálásához vezető egyenlet kis algebrai átalakítással egy rendkívül hasznos, ezért kiemelten fontos egyenlethez, az úgynevezett Henderson-Hasselbalch egyenlethez vezet.

Először is definiáljuk a pKsav fogalmát a következőképpen: pKsav = −log10Ksav. Mivel minél erősebb a sav, annál nagyobb a Ksav értéke, és mivel a pKsav a Ksav negatív tízes alapú logaritmusa, ezért minél erősebb egy sav, annál alacsonyabb lesz annak pKsav értéke.

Ezek után vegyük a savi disszociációs állandót definiáló egyenlet mindkét oldalának negatív előjelű, tízes alapú logaritmusát, így az alábbi egyenlethez jutunk:

2.12. egyenlet

Egyszerű átrendezéssel a pH-t az egyenletből kifejezve kapjuk a Henderson-Hasselbalch egyenletet:

2.13. egyenlet

Először vizsgáljuk meg, hogy mi a pKsav érték praktikus jelentése. Amennyiben a pH értéke éppen megegyezik a pKsav értékével, úgy az egyenlet jobb oldalán szereplő összeadás második tagjának értéke nulla. A log[A]/[A-] tag akkor lehet nulla, ha az [A-]/[HA] hányados értéke 1. A pKsav értékének gyakorlati jelentése tehát a következő: megadja azt a pH értéket, amelyen a gyenge sav éppen 50-50%-ban van disszociált illetve nem-disszociált állapotban.

Miért is hasznos ez az egyenlet? Amennyiben a pKsav értéke már ismert, úgy bármilyen pH érték esetében egyszerűen kiszámítható, hogy a gyenge savként működő, disszociációra képes csoport milyen arányban van protonált (sav) és deprotonált (konjugált bázis) állapotban.

Az is könnyen belátható, hogy a pH az oldatban lévő savak és bázisok arányától függ. Az angol nyelvű szakirodalomban a Ksav állandó elnevezése Ka, ahol az a az „acid” szóra utal. A pKsav megfelelője emiatt a pKa. (Mivel a Ka rövidítés összetéveszthető az asszociációs állandó jelölésével, ezért a szövegben mindenhol a Ksav kifejezést alkalmaztuk. A pKa rövidítés ugyanakkor teljesen egyértelmű, és a nemzetközi irodalomban annyira általános, hogy a jegyzet többi részében, így a most következő ábrán is ezt alkalmazzuk.)

A 2.31. ábra foglaltuk össze néhány jellemző funkciós csoport illetve molekula pKa értékeit.

Az ábra azt is mutatja, hogy vannak csoportok, amelyek csak egy protont tudnak leadni, tehát egyértékű savak, de vannak olyanok is, amelyek kettőt (kétértékű savak) illetve hármat is (háromértékű savak). A többértékű savaknál minden egyes proton leadásához tartozik egy külön pKa érték.

Az ecetsavban lévő karboxilcsoport pKa értéke 4,76. Ebből következik, hogy pH = 4,76 értéken az oldatban lévő ecetsav molekulák felének van a karboxilcsoportja disszociált állapotban (karboxilát formában).

A Henderson-Hasselbalch egyenletből következően egyszerűen kiszámítható, hogy a pKa értékénél egy egységgel magasabb pH-n az [A]/[HA] arány 10:1, két egységgel magasabb pH-n 100:1, három egységgel magasabb pH-n 1000:1. Ha a pH egy, kettő, illetve három  egységgel alacsonyabb, akkor az [A]/[HA] arány rendre 1:10; 1:100 illetve 1:1000 lesz. Ezek alapján világos, hogy a pKa értéknél 2-3 értékkel magasabb pH-n már szinte csak a disszociált (konjugált bázis) forma van jelen, míg a pKa értéknél 2-3 értékkel alacsonyabb pH-n már szinte csak a nem disszociált (sav) forma van jelen.

2.31. ábrán látható példák jól mutatják, hogy az általános leírásban szereplő HA sav lehet semleges, (pl. ecetsav karboxil), hordozhat egy pozitív töltést (lásd ammóniumion), de lehet egyszeresen, vagy kétszeresen negatívan töltött is (lásd dihidrogén-foszfát és hidrogén-foszfát).

2.31. ábra: Néhány, a biokémia területén fontos vegyület illetve funkciós csoport pKaértéke

2.31. ábra: Néhány, a biokémia területén fontos vegyület illetve funkciós csoport pKa értéke

2.5.6. Puffer-hatás

Amennyiben egy vízben gyakorlatilag teljes mértékben disszociáló, tehát erős savat keverünk a vízhez, a pH a sav koncentráció növekedésével meredeken csökken. Ha erős bázist oldanánk be, akkor a pH a bázis koncentráció növelésével meredeken növekedne. Ha azonban ezeket az anyagokat nem tiszta vízbe adagoljuk, hanem a savat egy gyenge bázis oldatába, a bázist pedig egy gyenge sav oldatába, akkor merőben máshogy alakul a koncentráció-pH függvény. Ezt a 2.32. ábra illusztrálja.

2.32. ábra: Pufferhatás: az ecetsav oldathoz adott nátriumhidroxid az ecetsav pKaértékének környezetében tompított mértékben növeli az oldat pH értékét

2.32. ábra: Pufferhatás: az ecetsav oldathoz adott nátriumhidroxid az ecetsav pKa értékének környezetében tompított mértékben növeli az oldat pH értékét

Az ábrán illusztrált kísérletben 0,1 M-os ecetsavat (gyenge sav) titrálunk 0,1 M-os NaOH-val, (erős bázis), és mérjük a pH-t. A 0,1 M-os ecetsav oldat pH értéke kiszámolható a Ksav definíciójából kiindulva.

Az ecetsav pKa értéke 4,76, ezért a Ksav értéke 10-4,76 = 1,76 × 10-5 M. A savi disszociációs egyenletből kiindulva tegyük fel, hogy az ecetsav molekulákból X M koncentrációnyi disszociált, tehát (0,1−X) M maradt disszociálatlan. Mivel a víz saját disszociációjából származó 10-7 M proton elhanyagolható a beoldott ecetsav koncentrációjához képest, így úgy vesszük, hogy a protonok mind a disszociált ecetsavból származnának, vagyis a proton koncentrációja is X.

2.14. egyenlet

A további számolás egy másodrendű egyenlethez vezet, amelynek valós gyöke X, vagyis a protonkoncentráció = 1,32×10-3 M. Ennek a koncentrációnak a negatív előjelű tízes alapú logaritmusa megadja a pH értékét, ami 2,88. A görbe két végén az ecetsav illetve az acetátion vízzel való reakciójából származó pH-t olvashatjuk le, ebből az egyik értéket az ecetsav vonatkozásában ki is számítottuk.

A görbe szélektől eltérő többi része esetében viszont úgy gondolkodhatunk, hogy amennyi hidroxidion került beoldásra, éppen annyi acetátion keletkezik:

2.15. egyenlet

Tegyük fel, hogy „y” az ecetsav kezdeti mennyisége (nem koncentrációja!), és „x” a hozzáadott hidroxid mennyisége, akkor a disszociált forma (esetünkben acetát) és a nem disszociált forma (esetünkben ecetsav) koncentrációi az alábbiak szerint számolhatók ki:

2.16. egyenlet

illetve:

2.17. egyenlet

ahol V az aktuális (közös) térfogat. Ezeket az egyenleteket kombinálva a Henderson-Hasselbalch egyenlettel megkapjuk, hogy hogyan változik a pH az x és az y függvényében:

2.18. egyenlet

Tehát a 2.18. egyenlet írja le a 2.32. ábrán látható görbét, amelynek kiindulási értéke a titrálás elején pH ~2,9, a pH az első néhány tized egyenértéknyi NaOH adagolására meredeken emelkedik, majd az emelkedés mértéke csökken.

Az ekvivalencia pont felénél (lásd x = y/2) a titrálási görbének inflexiós pontja van. Itt tehát a pH emelkedésnek lokális minimuma van, e feletti NaOH adagolásnál a pH egyre meredekebben emelkedik. Az ekvivalencia pont felénél feleannyi hidroxidot oldottunk be, mint amennyi ecetsav volt beoldva. Mivel az ecetsav acetát iont képezve elreagál a bemért hidroxidionnal, ebben a pontban az ecetsav fele van éppen acetát ion formában disszociálva, vagyis ez a pH érték mutatja az ecetsav pKa értékét.

Érdemes megfigyelnünk, hogy a pKa érték +/− 1 pH egység tartományban a pH csak gyengén, csaknem lineárisan emelkedik a hidroxid bevitelével. Az oldatban lévő gyenge sav mintegy tompítja a hidroxidionok hatását. Eredetileg a német nyelvterületen a puffer elnevezést a vagonok végén lévő rugós ütközőkre vezették be, amelyek tompították az ütközés hatását. Ennek analógiájára vezették be a puffer elnevezést a kémia területére a gyenge savak illetve bázisok pH-változást tompító viselkedése miatt. A puffer-hatás párhuzamos egyensúlyok eredménye, amelyeknek egyidejűleg teljesülniük kell.

Amikor ecetsav oldatba hidroxidionok kerülnek, a vízion-szorzat állandósága miatt a protonkoncentráció le kell, hogy csökkenjen olyan mértékben, hogy a hidroxidion koncentráció és a protonkoncentráció szorzata 10-14 M2 legyen. Ha azonban csökken a protonkoncentráció, akkor az kihat a savi disszociációs állandóval jelzett egyensúlyra is. Ennek az egyensúlynak is változnia kell, máskülönben csökkenne a Ka (Ksav) állandó értéke. Az állandó azért marad elnevezéséhez híven változatlan, tehát a rávonatkozó hányados értéke azért marad állandó, mert a számlálóban szereplő, csökkenő protonkoncentrációt a nevezőben szereplő ecetsav disszociációja részben kompenzálja. Végső soron ebben a törtben a számláló és a nevező értéke azonos arányban csökken.

A 2.33. ábra szerint leegyszerűsítve úgy is jellemezhető a folyamat, hogy a bevitt hidroxidionok közvetlenül ecetsavval reagálnak, így az ecetsav egyfajta protonraktárként működve mérséklik a protonkoncentráció csökkenését. Teljes mértékben nem kompenzálhat az ecetsav, hiszen elreagálva növeli az acetát ionok koncentrációját, amelyek egy része bázisként a víztől proton vesz fel.

2.33. ábra: A puffer hatás párhuzamos egyensúlyok eredménye.

2.33. ábra: A puffer hatás párhuzamos egyensúlyok eredménye.

A 2.33. ábra azt is mutatja, hogy az ecetsav/acetát puffer erős sav beadásakor is mérsékli a pH-változást. Ekkor a mechanizmust legegyszerűbben úgy lehet értelmezni, hogy a sav közvetlenül az acetát ionnak ad át protont, megnő az ecetsav koncentrációja, ezért az extra ecetsavmennyiség egy részének disszociálnia kell. Végső soron azonban kevesebb proton kerül vízmolekulára, mint akkor, ha az acetát nem lett volna az oldatban.

A pufferek működéséből egyértelműen látszik, hogy minden puffer az abban szereplő gyenge sav pKa értékének közvetlen környezetében (pK a ±1 pH egység) képes leginkább állandóan tartani a pH-t, és az is nyilvánvaló, hogy minél nagyobb a puffer koncentrációja, annál hatékonyabb a puffer-hatás, annál nagyobb az úgynevezett puffer-kapacitás.

2.5.7. Biológiai pufferek

A biológiai rendszerekben rendkívül fontos a pH szűk tartományban tartása, hiszen a pH függvényében változik számos disszociációra képes molekula, például a fehérjék bizonyos oldalláncainak disszociációs foka, töltése.

Az ember vérében a pH ~7,4-es értéken van, és ez az érték aktív folyamatok révén stabilizálódik. Passzív módon mindazon puffer rendszerek érdemben hozzájárulnak ennek a pH értéknek a stabilitásában, amelyek gyenge sav komponensének a pKa értéke közel semleges pH értékű. Ebből a szempontból kitüntetett szerepe van a szérum magas foszfátkoncentrációjának, hiszen a dihidrogén-foszfát / hidrogénfoszfát pufferben a dihidrogén-foszfát 6,86-os pKa értéke ebben a tartományban van, illetve a szérum nagyon magas fehérjekoncentrációja miatt a fehérjék felszínén lévő hisztidin oldalláncoknak is, amelyek pKa értéke ~6,0 (lásd 2.34. ábra).

2.34. ábra: A vérben működő pufferek

2.34. ábra: A vérben működő pufferek

A pH aktív stabilizálásban ugyanakkor a legnagyobb szerepet mégis a szénsav / hidrogénkarbonát puffer játssza. Ennek idevonatkozó pKa érték 6,1. Ennek a puffer-rendszernek a központi szerepét az magyarázza, hogy az emberi szervezet mind a szénsav, mind a hidrogénkarbonát ion koncentrációját aktívan tudja szabályozni. A szénsav koncentrációját széndioxid kilégzéssel tudja csökkenteni, míg a hidrogénkarbonát koncentrációját intenzívebb vesén keresztüli kiválasztással.

A szervezet lebontó folyamatainak egyik végterméke a széndioxid. A keletkező széndioxid vízben szénsav formájában oldódik, majd hidrogénkarbonát ionra és protonra disszociál (lásd 2.35. ábra). Mind az oldódás, mind a disszociálás folyamata reverzibilis. A szénsav pKa értéke, valamint a szérum pH értéke ismeretében a Henderson-Hasselbalch egyenlet alapján könnyen kiszámolható, hogy pH 7,4-es értéken a szénsav/hidrogénkarbonát ion arány ~20.

2.35. ábra: A vérben működő szénsav / hidrogénkarbonát puffer elemei

2.35. ábra: A vérben működő szénsav / hidrogénkarbonát puffer elemei

A szabályozás a következő példákkal illusztrálható. Intenzív testmozgás hatására az izmokból tejsav ürül a vérbe. Ez csökkenti a szérum pH-ját. Az agyban lévő speciális receptorok érzékelik a pH akár kismértékű csökkenését is. Válaszként az agy a szervezetet intenzívebb be- és kilégzésre utasítja. Ennek hatására a nagyobb ütemben távozik a tüdőből széndioxid, és az egyensúlyoknak megfelelően csökken a szénsav koncentrációja is a hidrogénkarbonát ion rovására. Ez az aránymódosítás emeli a pH-t. A pH a szérumban emelkedhet erőltetett, túlzott mértékű belégzésnél is. Amennyiben a pH a szérumban növekedne, úgy azt a vesén keresztüli hidrogénkarbonát ion kiválasztással lehet (többek között) normalizálni.

2.5.8. Biokémiai kísérletekben használt pufferek

Mivel a pH értéke a funkciós csoportok disszociációs állapotán keresztül kritikus mértékben befolyásolhatja a molekuláris folyamatokat, a biokémiai kísérletek során a pH értékét precízen be kell állítani, és stabilan kell tartani. A megfelelő puffer kiválasztásánál az alábbi fő szempontokat kell figyelembe venni.

Abeállítani kívánt pH ismeretében olyan puffert kell választani, amely gyenge sav komponensének pKa értéke nagyon közel van a kívánt pH értékéhez. A puffer koncentrációjának kellően magasnak kell lennie annak érdekében, hogy megfelelően nagy legyen a puffer-kapacitás. A puffernek olyan molekulának kell lennie, amely nem befolyásolja a vizsgált folyamatot: nem kötődik semmilyen oldatkomponenshez, illetve nem lép kémiai reakcióba egyik oldatkomponenssel sem, tehát nem alakul át. Ezek miatt a követelmények miatt a kutatók biológiai pufferek helyett általában olyan szintetikus molekulákat használnak, amelyek nem fordulnak elő az élő rendszerekben. A 2.36. ábra ezekre mutat néhány példát.

2.36. ábra: A biokémiai kísérletekben gyakran használt, nem biológiai eredetű pufferek

2.36. ábra: A biokémiai kísérletekben gyakran használt, nem biológiai eredetű pufferek

2.5.9. A víz, mint reakciópartner

A víz nem csak oldószerként, a hidrofób hatáson keresztüli „szervezőként”, savbázis reakciókban proton közvetítőként játszik fő szerepet az életfolyamatoknak, de számos kémiai folyamatban meghatározó reakciópartner is. Ezek közül a leggyakoribb a hidrolízis, melynek során egy molekula „vízbelépés” közben két másik molekulára bomlik. Ilyen reakciókra mutat példákat a 2.37. ábra.

2.37. ábra: A hidrolízis típusú reakciókban a víz reakciópartnerként szerepel

2.37. ábra: A hidrolízis típusú reakciókban a víz reakciópartnerként szerepel