Punkt izoelektryczny – czyli zawartość aminokwasu w aminokwasie

Punkt izoelektryczny jest kolejnym kłopotliwym zagadnieniem na etapie edukacji szkolnej z chemii. Definicja niby to wyjaśnia, ale ile z tego zrozumiemy gdy słyszymy o tym pierwszy raz, a brakuje czasu na konkretnie wyjaśnienie? Choć tradycyjnie mówimy o tym punkcie omawiając właściwości aminokwasów, to ja od nich odbiegnę, choć jak dalej zauważymy – ma to swoje uzasadnienie. Swoim zwyczajem rozpiszę się więc trochę, ale nie tylko po to by zorganizować czas czytelnikowi, ani nie po to by się zaczął nudzić po przeczytaniu pierwszego akapitu.  Tak więc do rzeczy, zaczniemy od czegoś lżejszego, a do aminokwasów przejdziemy nieco później. Wielu czytelników dostrzeże po dotarciu do końca, że jednak małe przypomnienie informacji było wskazane, zanim dotrzemy do aminokwasów, którem są naszym celem.

Znacznie wcześniej przed aminokwasami uczymy się o mocy kwasów i zasad. I tak do słabych kwasów należy kwas octowy CH3COOH, a do słabych zasad amoniak NH3 – ot, tradycyjne szkolne przypadki, które jednak idealnie spełniają się w roli przykładów do wyjaśnienia czym jest pI – tajemniczy punkt izoelektryczny. Słaby kwas octowy w wodnym roztworze ulega dysocjacji elektrolitycznej:

1

Oczywiście jest to słaby kwas, więc przy sensownych stężeniach jest słabo zdysocjowany i stąd też strzałka w dwie strony. Strzałki równowagi nie wynikają z słabości tego kwasu, tylko z tego, że jest to REAKCJA ODWRACALNA. Czyli możemy ją przeprowadzać w obie strony. Zgodnie z regułą przekory* dodatek silnego kwasu – czyli dużej ilości jonów H+ spowoduje cofnięcie dysocjacji tego kwasu. Dodatek silnej zasady, czyli jonów OH- powoduje wzajemne zobojętnianie się ich w reakcji z jonami H+, a te pochodzą z dysocjacji kwasu octowego. Ponieważ usuwamy te jony, które są produktem dysocjacji kwasu octowego, to zgodnie z regułą przekory spowodujemy wzrost stopnia dysocjacji kwasu octowego, bo układ będzie chciał odtworzyć stężenie jonów H+. Tak, zobojętnianie słabych kwasów jest w istocie niczym innym, jak przesuwaniem stanu równowagi ich dysocjacji w prawo, która jednak całkowicie nie zajdzie, więc część kwasu praktycznie zawsze pozostanie niezobojętniona w postaci cząsteczek CH3COOH, a roztwór będzie miał odczyn mniej lub bardziej zasadowy. Z kolei dodając mocnego kwasu do otrzymanego r-ru soli będziemy wiązać jony OH w wodę oraz protonować jony octanowe, czyli zaczniemy odtwarzać cząsteczki słabego kwasu – cofać jego dysocjację. Mówimy wtedy o WYPARCIU słabego kwasu przez mocny. Zatem zobojętnianie słabego kwasu polega na przesuwaniu zwiększaniu jego stopnia dysocjacji, zaś wypieranie – na cofaniu dysocjacji.

Teraz przyjrzyjmy się amoniakowi. Gaz tez nader dobrze rozpuszcza się w wodzie, a wodne roztwory zwiemy wodą amoniakalną i mają one odczyn zasadowy. Wynika to z faktu, że amoniak także ulega dysocjacji elektrolitycznej w wodzie:

2

Tutaj mamy do czynienia z sytuacją odwrotną, bowiem amoniak w wodnym roztworze jest zasadą – akceptorem protonów. Jest to jednak słaba zasada – dysocjuje w niewielkim stopniu przy sensownych stężeniach, a dysocjacja jest reakcja odwracalną, o czym zresztą informują strzałki równowagi. Jest to analogia do kwasu octowego. Ale… tym razem po prawej mamy jony OH, więc dodatek kwasu spowoduje ich związanie w wodę, a zgodnie z regułą przekory przesunie to dysocjację amoniaku w prawo, bo układ będzie chciał odtworzyć jony OH. Z kolei dodatek zasady, czyli jonów OH spowoduje cofnięcie dysocjacji. Gdy najpierw dodaliśmy kwasu, to zobojętnialiśmy amoniak tworząc sól, ale następnie dodając zasady do soli powodujemy cofanie dysocjacji i odtwarzanie cząsteczek NH3. W tym przypadku mówimy, że WYPARLIŚMY słabą zasadę z jej soli.

Jednakże nawet słabe kwasy i słabe zasady reagują ze sobą dając sole, a w naszym przypadku jest to octan amonu CH3COONH4, krystaliczne ciało stałe, które jest zbudowany z jonów: CH3COO i NH4+. Jednakże po rozpuszczeniu w wodzie tego ciała stałego dochodzi do pewnego zjawiska: hydrolizy. Wynika to stąd, że woda wcale nie jest obojętnym rozpuszczalnikiem. Nie jest to moja pomyłka – woda posiada odczyn obojętny, bo stanowi punkt odniesienia na pewnej skali, ale jest wodorkiem kwasowym. Rozpuszczalnik obojętny to taki, który nie ulega sam dysocjacji kwasowo-zasadowej i nie reaguje z substancjami w nim rozpuszczonymi. Każda sól rozpuszczona w takim rozpuszczalniku miałaby odczyn obojętny. Ale woda posiada zdolność do dysocjacji, więc chemicznie obojętnym rozpuszczalnikiem nie jest. Często też dla porównania bada się właściwości kwasów i zasad w DMSO – sulfotlenku dimetylu (CH3)2S=O, który jest takowym obojętnym rozpuszczalnikiem, a do tego polarnym. Wróćmy jednak do wody. Sole słabych kwasów i słabych zasad ulegają zjawisku hydrolizy, co wynika stąd, że woda jako słaby kwas dysocjuje na jony H+ i OH. Po rozpuszczeniu octanu amonu w wodzie pojawia się duża ilość jonów octanowych CH3COO i amonowych NH4+. Jednakże jon  octanowy jest zasadą, a jon NH4+ – kwasem. Woda zaś jest kwasowym rozpuszczalnikiem. Dojdzie do istniej walki w roztworze. Jony H+ pochodzące z dysocjacji wody będą trafiać na dużą ilość jonów naładowanych ujemnie, czyli takich, które je przyciągają. Mogą więc z nimi utworzyć wiązanie i powstanie cząsteczka kwasu octowego. Ubywanie jonów H+ z kolei spowoduje zwiększenie stopnia dysocjacji wody, zgodnie z regułą przekory, ale ponieważ część jonów H+ połączyła się z octanowymi, to mamy nadmiar jonów OH w roztworze. Odczyn powinien być więc zasadowy. Czy o czymś nie zapomnieliśmy? A co z jonami NH4+? Te z kolei dysponują dodatkowym protonem, czyli są kwasem. W roztworze pojawia się też silna zasada: nadmiar jonów OH. Kwas i zasada też zechcą się zobojętnić, więc część dodatkowych protonów z NH4+ zmieni partnera i połączy się z OH dając wodę. Zapiszmy w formie równań to co się dzieje w tym roztworze:

3

Hydroliza soli słabego kwasu polega na częściowym wyparciu tego kwasu przez wodę (też kwas), z kolei hydroliza soli słabej zasady polega wyparciu wody (słabego kwasu) przez kwas mocniejszy, którym jest protonowana forma słabej zasady. Pamiętajmy, że im słabszy jest kwas, tym silniejszą zasadą jest anion pochodzący od tego kwasu. A im słabsza zasada, tym silniejszym kwasem jest kation pochodzący od tej zasady. W naszym przypadku mamy sól pochodzącą zarówno od słabej zasady jak i słabego kwasu, rolę zasady w roztworze wodnym spełnia jon octanowy, a rolę kwasu jon amonowy. Woda wypiera częściowo słaby kwas octowy, ale sama jest wypierana przez silniejszy kwas, którym jest jon amonowy. Proces hydrolizy możemy zapisać jednym równaniem sumarycznym (woda ulega skróceniu):

11

To równanie uważam jednak za głupie. Dlaczego? Dlatego, że jest to RÓWNANIE, a w równaniu L=P. To równanie sugeruje, że w stanie równowagi stężenia jonów są sobie równe:

111

Oraz że stężenia cząsteczek obojętnych są sobie równe:

123

A jednak wcześniejsze równania pokazują, że oba jony hydrolizują niezależnie od siebie. Jaki odczyn mają wodne r-ry octanu amonu? Okazuje się, że 25 oC jest obojętny i to prawie idealnie! Co oznacza, że te stężenia rzeczywiście faktycznie są sobie równe. Ale z czego to wynikło? Przyjrzyjmy się stałym dysocjacji kwasu octowego i amoniaku, odpowiednio: Ka=1,76*10-5, Kb=1,76*10-5. Po prostu kwas octowy i amoniak są elektrolitami o tej samej mocy. Porównując roztwory o tym samym stężeniu, to kwas octowy dysocjuje w tym samym stopniu, co amoniak jest protonowany przez wodę. I na odwrót: jon amonowy jest kwasem tej samej mocy co jon octanowy zasadą. Woda więc w tym samym stopniu protonuje jon octanowy, co sama jest protonowana przez jon amonowy. A może to tylko przypadek? Tak, to jest przypadek, bo przecież soli słabych kwasów i słabych zasad jest mnóstwo, a zarówno kwasy jak i zasady różnią się mocą. Przyjrzyjmy się tabeli poniżej:

1234

Anion mrówczanowy mniej chętnie ulega protonowaniu, niż kation amonowy deprotonowaniu, stąd w wyniku hydrolizy w roztworze pojawi się nadmiar jonów H+ i pH będzie lekko odbiegać od 7, lekko poniżej 7. W przypadku anionu propionowego jest na odwrót: chętniej ulega protonowaniu niż jon NH4+ deprotonowaniu, zatem w roztworze pojawi się nadmiar jonów OH-. Czy teraz rozumiemy, dlaczego równanie sumaryczne hydrolizy soli słabej zasady i słabego kwasu jest głupie? Przyjrzyjmy się mrówczanowi amonu:

567

Bo taki zapis sugeruje, że odczyn jest obojętny, tymczasem w rzeczywistości:

5678

W rzeczywistości otrzymali byśmy chemiczną nierówność. I uwierzcie mi, że ani ja, ani Wy – nie chcecie bilansować chemicznych nierówności. Wystarczy, że nauczyciele dają dużo trudnych do zbilansowania redoksów, a jeszcze by mieli nierówności chemiczne kazać bilansować? Obydwa jony ulegają hydrolizie niezależnie od siebie i w różnym stopniu, stąd powstaje nierówność. Oczywiście im bardziej zbliżone są stałe dysocjacji do siebie, tym bardziej odczyn zbliżony do obojętnego. Często nawet się uczymy, że r-ry soli słabych kwasów i słabych zasad mają odczyn obojętny, aczkolwiek to jest tylko przybliżenie: sole słabych kwasów ze słabymi zasadami wykazują w wodzie mniejsze odchylenie odczynu od obojętnego, niż kombinacja tego samego kwasu z mocna zasadą, lub tej samej zasady z mocnym kwasem.

Teraz powrócimy do octanu amonu, bo pisząc ten tekst zdążyłem się z nim już nieco zaprzyjaźnić. W końcu cóż mam mieć przeciwko niemu? W roztworze wykazuje odczyn obojętny… Zastanówmy się, co się będzie działo w roztworze tej soli, gdy będziemy do niego dodawać mocnego kwasu lub mocnej zasady? Pamiętajmy, że roztworze tej soli mamy obecne następujące drobiny: CH3COO, NH4+, CH3COOH, NH3 (pomijam autodysocjację wody, bo zachodzi w zaniedbywalnie małym stopniu). Najpierw zobaczmy co spowoduje dodatek kwasu:

12345

Czyli mówiąc wprost: wyprzemy część kwasu octowego z jego soli, oraz zwiększymy stopień protonowania amoniaku. Dodatek kwasu zostanie w znacznej części skompensowany przez te dwie reakcje, przez co nie zaobserwujemy większej zmiany pH. To teraz zobaczmy co się stanie, gdy dodamy mocnej zasady:

ddd

Dodając mocnej zasady spowodowaliśmy zobojętnienie wolnych cząsteczek kwasu octowego i wyparcie amoniaku z soli. Dodatek jonów OH został w znacznej części skompensowany przez te dwie reakcje i pH nie uległo większej zmianie, oczywiście wszystko pod warunkiem, że dodajemy kwasu lub zasady w takiej ilości,  w takiej ilości, że reakcje są w stanie skompensować ten dodatek. I co z tego wynika? Że octan amonu posiada właściwości BUFORUJĄCE. Czyli roztwór tego związku jest buforem. Przejdźmy na następny poziom (dla mniej wtajemniczonych: poziom to właściwie znaczy to samo co level). Przy pH=7 mieliśmy równe stężenia jonów CH3COO i NH4+, jednak dodając kwasu obniżyliśmy pH i zwiększyliśmy stężenie NH4+, ale zmniejszyliśmy CH3COO. Dodając zasady podnieśliśmy pH i zmniejszyliśmy stężenie NH4+, ale zwiększyliśmy CH3COO. Oczywiście pamiętamy, że ze względu na właściwości buforujące początkowe zmiany pH nie są proporcjonalne do ilości dodanej zasady lub kwasu. A co było w przypadku mrówczanu amonu? Jego roztwór wodny różni się tym, że ma pH lekko poniżej 7, ponieważ jon mrówczanowy ma mniejszą skłonność do związania się z protonem, niż jon amonowy do oddawania protonów. Z tego też powodu w roztworze wodnym istnieją nierówności:

hfd

Dodatek kwasu spowoduje spadek pH oraz wzrost stężenia NH4+, ale spadek stężenia HCOO – istnieje jednak taka wartość pH, w której stężenia się wyrównają:

fggf

Taką konkretną wartość w jakiejś skali nazywamy po prostu punktem. W przypadku propionianu amonu sytuacja jest odwrotna, bo tutaj trzeba z kolei trzeba dodać zasady –  podnieść pH, by stężenie jonów propionianowych wyrównało się ze stężeniem NH4+.

Podałem przykłady soli amonowych, bo jesteśmy z nimi zżyci, ale przecież samych amin mamy wielką ilość. Nieco bardziej złożone są aminy organiczne, gdzie atomy wodoru podstawione są przez grupy zawierające atomy węgla, ot weźmy metyloaminę. Przecież ona też tworzy sole z kwasami karboksylowymi, np.: CH3COONH3CH3 – octan metyloamoniowy. Bo tak jak amoniak tworzy sole amonowe, tak samo inne  aminy tworzą sole amoniowe. Sól ta zbudowana jest z jonów CH3COO oraz CH3NH3+. Sole amin ulegają tym samym równowagom w roztworze wodnym co sole amonowe. Powinniśmy też sobie zdawać sprawę z tego, że moc kwasów karboksylowych zależy od długości łańcucha węglowego, oraz od podstawników w tym łańcuchu. Podobnie jest z aminami, przy czym jeśli porównujemy łańcuchy alkilowe, to im dłuższy jest łańcuch, tym słabszy kwas w przypadku kwasów karboksylowych, a mocniejsza zasada w przypadku amin. Kwasy karboksylowe tworzą z aminami sole,  co jednak, gdy grupa aminowa oraz karboksylowa są połączone tym samym łańcuchem? Wtedy dwie grupy o skłonnościach do reakcji ze sobą znajdują się w jednej cząsteczce. Jeśli te grupy mają skłonności do reakcji ze sobą, to ze sobą reagują. I tak jak w reakcji kwasu octowego z metyloaminą otrzymamy ciało stałe zbudowane z jonów CH3COO i CH3NH3+, tak tutaj otrzymamy sól utworzoną w obrębie jednej cząsteczki. Taką sól sródcząsteczkową sól zwiemy fachowo solą wewnętrzną, a biorąc pod uwagę, że otrzymamy jon, który na jednym biegunie posiada ładunek dodatni, a na drugim ujemny, to nazywamy ją też jonem obojnaczym, a starsi chemicy lubią określenie zwitter-jon. Tak więc glicyna, kwas aminooctowy – najprostszy aminokwas, w rzeczywistości jest solą wewnętrzną. No i ma budowę jonową. Pytanie więc, na ile uzasadniona jest nazwa: aminokwasy, skoro aminokwasu w aminokwasie jest raczej niewiele, a zapewne niejeden doktorat polegał na określeniu zawartości aminokwasu w aminokwasie… Hmmm,  może i habilitacja?

Wróćmy jednak do rzeczy. Co się stanie z mrówczanem amonu (dawniej zwanym zresztą amonowym) lub octanem metyloamoniowym po rozpuszczeniu go w wodzie? Ulegną hydrolizie, a wyżej celowo pokazałem, że zarówno grupa karboksylowa jak amonowa (amoniowa) ulegają hydrolizie niezależnie od siebie, a tylko łutem szczęście w przypadku octanu amonu trafiliśmy na pH=7 w roztworze. Co się stanie z glicyną – kwasem aminooctowym, będącym w rzeczywistości solą wewnętrzną, po rozpuszczeniu w wodzie? Ano także zacznie ulegać hydrolizie, a co ciekawe, choć myślę że dużej niespodzianki już nie będzie, jak powiem, że zarówno grupa amoniowa R-NH3+, jak i karboksylanową R-COO ulegają hydrolizie niezależnie od siebie. Tak więc odczyn glicyny w wodzie wcale nie musi być obojętny, bo tak jak kwasy i aminy różnią się kwasowością i zasadowością, tak w aminokwasach grupy aminowe i karboksylowe różnią się mocą, czyli mają różne wartości stałych dysocjacji, a na ich kwasowość/zasadowość wpływa łańcuch węglowy wraz z obecnymi w nim podstawnikami. Paradoksalnie z perspektywy grupy COOH – obecność grupy aminowej w łańcuchu podnosi moc kwasu, z kolei obecność karboksylowej w łańcuchu obniża zasadowość grupy aminowej, tak więc grupa aminowa w glicynie jest mniej zasadowa niż w metyloaminie. Tak więc o ile octan amonu w roztworze daje odczyn obojętny, o tyle glicyna daje pH<7. Spójrzmy na tabelkę uzupełnioną o glicynę:

ffggh

Tak więc roztwór glicyny w wodzie ma pH lekko poniżej siedem, grupa COO- ulega w mniejszym stopniu hydrolizie, niż grupa  amoniowa NH3+, ulega deprotonacji przez jony OH-, ale i częściowo protonuje wodę, do H3O+. Właśnie przez lekki nadmiar tych jonów pH przyjmuje wartość poniżej 7, a w roztworze glicynie mamy takie nierówności (pominięto obecność łańcucha):

bbbb

Jakie formy występują w wodnym roztworze glicyny? Zobaczmy:

-soli wewnętrznej, jest to forma dominująca:

bb

-kationowa – powstaje w wyniku hydrolizy grupy karboksylanowej:

ggfgf

-anionowa – powstaje w wyniku hydrolizy grupy amoniowej:

fg

-obojętna – powstaje w wyniku hydrolizy obu grup:

yyjyjy

Forma obojętna jest często pomijana, ale nie możemy zapominać, że ona istnieje.

Nie będzie też już chyba zaskoczeniem dodanie faktu, że glicyna posiada właściwości buforujące, oraz jest amfoteryczna, bo jest kwasem i zasadą równocześnie (tutaj akurat nie ma znaczenia czy rozpatrujemy formę obojętną czy sól obojnaczą). Natomiast ze względu na różny stopień hydrolizy i ze względu na nierówność:

gdgfd

pH jest niższe od 7. Co jednak się stanie jak zaczniemy dodawać kwasu (obniżać pH)? Zaczniemy protonować zarówno grupę karboksylanową jak i aminową:

fhfhf

Zacznie więc wzrastać ilość grup NH3+ i spadać grup karboksylanowych. Ponieważ grupa NH2 protonuje się łatwiej, to ta reakcja zachodzi w większym stopniu niż hydroliza grupy karboksylanowej. Musi też istnieć taka wartość pH (punkt), przy której ilość grup NH3+ i COO się wyrówna. Tę wartość pH nazywamy PUNKTEM IZOELEKTRYCZNYM, czyli pI. Dla glicyny pI wynosi 6,06. Jest to też taki stan w który stężenie jonu obojnaczego osiągnęło najwyższą wartość – bo w większym stopniu z kwasem reaguje wolna grupa aminowa formy anionowej, niż grupy karboksylowej tej samej formy. Przede wszystkim więc przybędzie jonów obojnaczych kosztem formy anionowej. Dlatego też osiągamy największe stężenie formy obojnaczej, ale to nie oznacza, że w roztworze nie ma formy obojętnej, bo nieznaczna ilość jest. W pI nie ma za to formy kationowej, ani anionowej, cały ładunek zgromadzony jest na jonie obojnaczym. Tylko formę obojętną możemy pełnoprawnie nazwać aminokwasem, a jak widzimy, jest jej niewiele.

Co się będzie działo gdy dodamy więcej kwasu? Każda następna porcja kwasu spowoduje spadek stężenia jonu obojnaczego, bo przecież grupa COO też ulega protonowaniu, więc spadnie zawartość tego jonu. Podobnie podniesienie pH spowoduje deprotonowanie grup NH3+. Zatem w środowisku kwaśniejszym niż  pI zacznie przybywać formy kationowej, bo będziemy wypierać coraz więcej grup COO, ta jak wypieraliśmy kwas octowy w octanie amonu. Podnosząc pH powyżej pI spowodujemy wypieranie słabej zasady z jej soli, tak jak wypieraliśmy NH3 z jonu NH4+. Spójrzmy jak to wygląda dla glicyny na wykresie:

wykres

Gdzie Gly oznacza formę anionową, GlyH – jon obojnaczy, a GlyH2 – kationową.

Dla octanu amonu taki odpowiednik punktu izoelektrycznego był przy pH=7, a dlaczego, to wyjaśniliśmy wcześniej. Aminokwasy, które dają roztwory o pH>7 to mają swój punkt izoelektryczny zawsze nieco powyżej pH roztworu wodnego, a te które dają odczyn lekko kwasowy – maja też pI poniżej wartości pH wodnego roztworu. Tylko aminokwas, który miałby równe wartości Ka i Kb dawałby roztwór o pH=7 i pI=7. W przypadku octanu amonu mówienie o punkcie izoeletrycznym nie ma większego sensu, bo nie mamy do czynienia z jonem obojnaczym – to jest smutna konsekwencja tego, że grupa amonowa nie jest związana łańcuchem z karboksylanową, a tylko wiązaniem jonowym.

I tak dobrnęliśmy do końca – pozostało już tylko omówić wyznaczanie punktu izoelektrycznego, ame myślę, że to już każdy może sobie zrobić przy pomocy podręcznika.

*o regule przekory polecam przeczytać w dwóch osobnych artykułach:

Konsekwencje odwracalności procesów: reguła przekory Le Chateliera-Brauna, cz. I

 

Your ads will be inserted here by

Easy Plugin for AdSense.

Please go to the plugin admin page to
Paste your ad code OR
Suppress this ad slot.

Kategorie: Artykuły chemiczne,Chemia,Chemia Matura

1 Komentarz

Pozostaw odpowiedź