Zhrnutie na Základy medicínskej chémie

## Úvod Acidobázická chémia skúma vlastnosti kyselín, zásad a tlmivých systémov, ich vzájomné reakcie a vplyv na rozpustnosť solí. Tento materiál poskytuje prehľad dôležitých princípov, praktické príklady výpočtov pH, reakcie dôležité v medicíne (zubná sklovina, obličkové kamene) a základné vzorce a postupy pre riešenie úloh. > Definícia: **Kyselina** je látka, ktorá daruje protón (H+), zásada je látka, ktorá prijíma protón. Tieto definície sú v rámci Brønsted–Lowry teórie. ## Základné pojmy a rozdelenie - **Silné kyseliny / zásady**: úplne disociujú v roztoku (napr. HCl, NaOH). - **Slabé kyseliny / zásady**: čiastočne disociujú, majú danú disociačnú konštantu $K_a$ alebo $K_b$. - **pH**: $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H^+}]$. - **Tlmiace roztoky (pufre)**: zložky, ktoré odolávajú zmenám pH pri pridávaní malého množstva kyseliny alebo zásady. ## Vplyv pH na rozpustnosť solí ### Rozpustnosť solí za kyslého prostredia ($\mathrm{pH}<7$) - Kyseliny zvyšujú rozpustnosť solí obsahujúcich zásadité anióny (napr. OH−, CO3^{2−}, PO4^{3−}, C2O4^{2−}) pretože anióny reagujú s protónmi a tvoria menej rozpustné alebo rozpustnejšie produkty (napr. H2O, HCO3−, H2PO4−). > Did you know že kyselina dokáže rozpustiť určité minerály v zubnej sklovine a kostiach tým, že protonuje anióny tvoriace pevný kryštál? Príklad: **Hydroxyapatit** (zubná sklovina) - Soli: ce{Ca5(PO4)3OH(s)} s $K_{s1}=6.8\times10^{-37}$ a ce{Ca5(PO4)3F(s)} s $K_{s2}=6.8\times10^{-60}$. - Menej rozpustná (odolnejšia voči kyselinám) je soľ s menším solubilným súčinom, teda ce{Ca5(PO4)3F} je viac odolná než hydroxyapatit. Krátka iónová rovnica rozpúšťania hydroxyapatitu kyselinou (protonáciou aniónov): $$\ce{Ca5(PO4)3OH(s) + 4H3O+ -> 5Ca^{2+} + 3H2PO4^- + 5H2O}$$ (Tu sú protóny viazané na fosfátové anióny a hydroxid, tvorí sa hydrogénfosfát a rozpúšťajú sa ióny Ca^{2+}.) ### Rozpustnosť pri zásaditom prostredí ($\mathrm{pH}>7$) - Pri raste pH (prídavok zásady) sa znižuje rozpustnosť solí obsahujúcich kyslé anióny, ak vznikajú významné komplexy alebo pri zrážaní hydroxidov. Pre niektoré soli (napr. uhličitan vápenatý, fosfát vápenatý) zvýšené $\mathrm{pH}$ vedie k zrážaniu alebo k zníženiu rozpustnosti kvôli zvýšeniu koncentrácie aniónov, ktoré stabilizujú pevné fázy. Príklad: obličkové kamene - Dva z hlavných kryštalických komponentov obličkových kameňov sú **fosforečnan vápenatý** a **oxalát vápenatý**. S narastajúcim pH sa rozpustnosť týchto zlúčenín zvyčajne znižuje a zvyšuje sa riziko zrážania, pretože menej protonované formy aniónov majú vyššiu schopnosť vytvárať nerozpustné kalcové soli. ### Vplyv kyselín na uhličitan vápenatý Krátka iónová rovnica reakcie ce{CaCO3} s hydroniami: $$\ce{CaCO3(s) + 2H3O+ -> Ca^{2+} + CO2(g) + 3H2O}$$ (Prakticky: kyselina reaguje s uhličitanom, vzniká oxid uhličitý a rozpúšťajú sa ióny Ca^{2+}.) ## Výpočty pH — postupy a príklady Poznámka: vždy použiť LaTeX pre výrazy. ### pH roztoku silnej zásady: $\ce{Ca(OH)2}$ s $c=0.005\ \mathrm{mol\,l^{-1}}$ - Každá molekula ce{Ca(OH)2} tvorí 2 OH−, teda $[\mathrm{OH^-}]=2c=0.01\ \mathrm{mol\,l^{-1}}$. - $\mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}] = -\log(0.01)=2$. - $\mathrm{pH} = 14-\mathrm{pOH}=12$. ### Definícia tlmivej kapacity pri pridaní zásady > Definícia: **Tlmivá kapacita** je množstvo silnej kyseliny alebo zásady, ktoré je potrebné pridať do 1 litre tlmivého roztoku, aby sa zmenilo pH o jednotku. Vzťah pre tlmivú kapacitu po pridaní zásady (pre acetátový pufor): $$\beta = \frac{dC_b}{d(\mathrm{pH})} \approx 2.3\, C_{tot}\,\frac{K_a[H^+]}{(K_a+[H^+])^2}$$ kde $C_{tot}$ je celková koncentrácia tlmivého páru (napr. $[\mathrm{CH3COOH}]+[\mathrm{CH3COO^-}]$) a $C_b$ je pridaná koncentrácia zásady. (Toto je odvodenie z diferenciálnej formy Henderson–Hasselbalchovej rovnice.) Fun fact: Tlmivý roztok krvi (bikarbonátový) udržiava pH veľmi presne kombináciou pufra a respiračnej/renálnej kompenzácie, čo je kľúčové pre život. ## Indikátory pH a meranie > Definícia: **Acidobázický indiká