SOLUZIONI CONTENENTI UN ANFOLITA Reazioni acido-base SOLUZIONI CONTENENTI UN ANFOLITA HG + H2O H2G+ + OH– Kb2 Ka2 HG + H2O G– + H3O+ Scelta delle approssimazioni: CHG = [H2G+] + [HG] + [G–] [H3O+] + [H2G+] = [OH–] + [G–] Risolvendo il sistema si ricava: Nella formula si usa il simbolo “≈” poiché [H3O+] e [OH–] sono poco spesso entrambi approssimabili rispetto a [H2G+] e [G–]. L’equazione rappresenta quindi una stima per il calcolo del pH di anfoliti di sistemi diprotici (si può dimostrare che la stima è tanto migliore, quanto maggiore è C e quanto più il pH è vicino a 7). N.B. l’equazione vale sempre, indipendentemente dalla carica dell’anfolita (cioè vale per HA, HA+, HA–, HA2–, ecc.)

a) acido fosforico (H3PO4) 0.1 M b) fosfato di sodio (Na3PO4) 0.1 M Reazioni acido-base Esercizio: calcolare (casi a–c) o stimare (casi d–h) il pH delle seguenti soluzioni: a) acido fosforico (H3PO4) 0.1 M b) fosfato di sodio (Na3PO4) 0.1 M c) acido cloridrico 0.1 M + acido fosforico 0.05 M d) NaOH 0.031 M e NH4Cl 0.030 M. Kb (NH3) = 1.75∙10–5 e) NaHCO3 (bicarbonato di sodio) 0.1 M f) NaHCO3 0.01 M g) NaHA 0.01 M h) NaHB 0.01 M Per H3PO4 Ka1 = 5.89∙10–3, Ka2 = 6.17∙10–8, Ka3 = 4.79∙10–13 Per H2CO3 Ka1 = 4.47∙10–7, Ka2 = 4.68∙10–11 HA– è l’anione dell’amfotericina (un antifungino). Per H2A Ka1 = 2.00∙10–6, Ka2 = 10–10 HB– è l’anione del bromazepam (un sonnifero). Per H2B Ka1 = 1.26∙10–3, Ka2 = 10–11

all’esame scritto specificare sempre quale formula si usa, e perché! Reazioni acido-base a) acido fosforico (H3PO4) 0.1 M, Ka1 = 5.89∙10–3, Ka2 = 6.17∙10–8, Ka3 = 4.79∙10–13 Acido triprotico. Ka1 > 100Ka2, per cui è come ac. monoprotico, però C < 100Ka1, per cui non vale formula semplice. [H3O+] = pH = 1.67 all’esame scritto specificare sempre quale formula si usa, e perché! b) fosfato di sodio (Na3PO4) 0.1 M Sale che dissocia formando Na+ (ione indifferente) e la base triprotica PO43–. Kb1 = 10–14/Ka3 = 2.09·10–2, Kb2 = 10–14/Ka2 = 1.62·10–7, Kb3 = 10–14/Ka1 = 1.70·10–12 Kb1 > 100Kb2, C < 100Kb1 [OH–] = pH = 12.56

c) acido cloridrico 0.1 M + acido fosforico 0.05 M Reazioni acido-base c) acido cloridrico 0.1 M + acido fosforico 0.05 M Miscela di acido forte più concentrato ed acido debole più diluito: il pH è (con ottima approssimazione) pari a quello dell’acido forte da solo: pH = 1 (il fatto che l’acido più debole sia poliprotico non cambia il ragionamento fatto la lezione scorsa) d) NaOH 0.031 M e NH4Cl 0.030 M. Kb (NH3) = 1.75∙10–5 Innanzitutto NH4Cl → NH4+ + Cl– (sale) Avviene subito anche l'altra reazione completamente spostata a destra, quella tra acido debole e base forte: NH4+ + NaOH → NH3 + Na+ + H2O (all’inizio) 0.030 0.031 0 0 (dopo la reazione) 0 0.001 0.030 0.030 La soluzione è come se fosse NaOH 0.001 M + NH3 0.03 M, cioè è una miscela di due basi

e) NaHCO3 (bicarbonato di sodio) 0.1 M. Reazioni acido-base Poiché le concentrazioni sono le stesse dell’esercizio visto in precedenza (diapositive 16-17), anche i risultati sono identici: fare riferimento a quell’esercizio. e) NaHCO3 (bicarbonato di sodio) 0.1 M. Per H2CO3 Ka1 = 4.47∙10–7, Ka2 = 4.68∙10–11. Anfolita dell’acido carbonico, stimiamo il pH: pH ≈ 8.34 Il pH ce lo aspettavamo vicino alla neutralità, e comunque leggermente basico? E’ vicino alla neutralità, perché l’anfolita bicarbonato è debolissimo sia come acido (Ka2 = 4.68∙10–11) che come base (Kb2 = 10−14/Ka1 = 2.24∙10–8). Inoltre, il pH è basico perché Kb2 > Ka2

f) NaHCO3 (bicarbonato di sodio) 0.01 M. Reazioni acido-base f) NaHCO3 (bicarbonato di sodio) 0.01 M. Per H2CO3 Ka1 = 4.47∙10–7, Ka2 = 4.68∙10–11. pH ≈ 8.34 Il pH è venuto identico al caso e) Il pH di un anfolita non dipende dalla sua concentrazione iniziale (se valgono le approssimazioni che portano a questa formula semplice). g) NaHA (sale sodico dell’amfotericina B) 0.01 M. Per H2A Ka1 = 2.00∙10–6, Ka2 = 10–10. (a questo punto è chiaro che, in questi casi, il valore della concentrazione iniziale è un dato che non serve) pH ≈ 7.85 h) NaHB (sale sodico del bromazepam) 0.01 M. Per H2A Ka1 = 1.26∙10–3, Ka2 = 10–11.

SOLUZIONI CONTENENTI UN ANFOLITA (sistema poliprotico) Reazioni acido-base pH ≈ 6.95 pH quasi neutro, perché l’anfolita HB ha forza quasi identica come acido (Ka2 = 1∙10–11) e come base (Kb2 = 10−14/Ka1 = 0.79∙10–11). SOLUZIONI CONTENENTI UN ANFOLITA (sistema poliprotico) Per anfoliti di sistemi poliprotici vale l’equazione: dove “i” ed “i+1” sono le deprotonazioni coinvolte dall’anfolita in esame (vedere esempi seguenti). Esercizio: stimare il pH delle seguenti soluzioni: a) K2HPO4 (fosfato monoacido di potassio) 0.1 M b) NaH2PO3 (fosfato biacido di sodio) 0.1 M Per H3PO4 Ka1 = 7.94∙10–3, Ka2 = 6.31∙10–8, Ka3 = 3.98∙10–13.

SOLUZIONI CONTENENTI UN ANFOLITA (sistema poliprotico) Reazioni acido-base SOLUZIONI CONTENENTI UN ANFOLITA (sistema poliprotico) a) K2HPO4 (fosfato monoacido di potassio) 0.1 M Per H3PO4 Ka1 = 7.94∙10–3, Ka2 = 6.31∙10–8, Ka3 = 3.98∙10–13. K2HPO4 è un sale che si dissocia in K+ (ione indifferente) e HPO42–. Il pH è dato solo da HPO42– le cui reazioni acido-base sono: HPO42– + H2O H2PO4– + OH– HPO42– + H2O PO43– + H3O+ La prima reazione è la Kb2=10–14/Ka2 La seconda reazione è la Ka3 Quindi le Ka coinvolte sono Ka2 e Ka3 pH ≈ 9.80 Il pH è venuto piuttosto basico perché Kb2 (=10–14/Ka2=1.58·10–7) è parecchio maggiore di Ka3. P.S. anche in questi tipi di problemi il dato di concentrazione iniziale non serve

SOLUZIONI CONTENENTI UN ANFOLITA (sistema poliprotico) Reazioni acido-base SOLUZIONI CONTENENTI UN ANFOLITA (sistema poliprotico) b) NaH2PO4 (fosfato biacido di sodio) 0.1 M Per H3PO4 Ka1 = 7.94∙10–3, Ka2 = 6.31∙10–8, Ka3 = 3.98∙10–13. Il pH è dato dall’anfolita H2PO4– (Na+ è indifferente), le cui reazioni acido-base sono: H2PO4– + H2O H3PO4 + OH– H2PO4– + H2O HPO42– + H3O+ La prima reazione è la Kb3=10–14/Ka1 La seconda reazione è la Ka2 Quindi le Ka coinvolte sono Ka1 e Ka2 pH ≈ 4.65 Qui il pH è venuto piuttosto acido perché Ka2 è parecchio maggiore di Kb3 (=10–14/Ka1=1.26·10–12).

DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE Reazioni acido-base DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE Caso generale dell’acido debole monoprotico I diagrammi di distribuzione riportano la concentrazione delle varie forme in cui è presente l’acido monoprotico (HA ed A) in funzione del pH. Esprimiamo [A] in funzione del pH: Quindi [A] = aC, da cui: (la formula non dipende dalla carica dell’acido)

DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE Reazioni acido-base DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE Caso generale dell’acido debole monoprotico Ora esprimiamo anche [HA] in funzione di Ka e del pH: C = [A] + [HA], da cui [HA] = C – [A] da cui: A questo punto poniamo in grafico gli andamenti di [HA] ed [A] in funzione del pH, ad esempio per l’acido acetico (pKa=4.76):

DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE Reazioni acido-base DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE Caso generale dell’acido debole monoprotico C [HA] [A–] [conc.] pKa acido acetico Ka=1.75.10−5 pKa=4.76

DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE Reazioni acido-base DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE Caso generale dell’acido debole monoprotico [HA] [A] acido acetico Ka=1.75.10−5 pKa=4.76 pKa C [conc.] CARATTERISTICHE DEI DIAGRAMMI: * [HA] = [A] per pH = pKa * le due curve sono simmetricamente distribuite attorno alla pKa * la forma non dipende da C * la somma tra le due curve ad ogni pH è sempre pari a C * [A] è trascurabile e tende a zero se (circa) pH < pKa – 2 * [HA] è trascurabile e tende a zero se (circa) pH > pKa + 2

DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE Reazioni acido-base DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE Caso generale dell’acido debole monoprotico * la forma non dipende da C Nei diagrammi di distribuzione si preferisce di solito riportare le frazioni (a) piuttosto che le concentrazioni. aHA aA acido acetico Ka=1.75.10−5 pKa=4.76 pKa 1 (frazione dissociata) a (frazione indissociata)

DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE Reazioni acido-base DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE Caso generale dell’acido debole monoprotico aHA aA acido acetico Ka=1.75.10−5 pKa=4.76 pKa 1 a Utilità dei diagrammi di distribuzione: prevedere in quale forma si trova un acido debole ad un dato pH (cioè in situazioni in cui il pH è tamponato, e la presenza dell’acido debole non modifica il pH. Esempio: liquidi fisiologici).

DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE Reazioni acido-base DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE Caso generale dell’acido debole monoprotico Utilità del calcolo della frazione di A– e HA in farmacologia: assorbimento di farmaci da parte dell’organismo L’assorbimento di una certa molecola da parte dell’organismo si ha se la molecola è in grado di attraversare le membrane cellulari dello stomaco e dell’intestino. L’assorbimento di una qualsiasi molecola (e quindi anche di un farmaco) attraverso una membrana cellulare avviene essenzialmente attraverso tre meccanismi: 1) Le molecole molto piccole, indipendentemente da come sono fatte, attraversano le membrane passando per i pori molto piccoli. Ad esempio: acqua, alcol etilico.

DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE Reazioni acido-base DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE Caso generale dell’acido debole monoprotico Utilità del calcolo della frazione di A– e HA in farmacologia: assorbimento di farmaci da parte dell’organismo 2) alcune molecole hanno dei meccanismi di attraversamento specifici e “dedicati”, aventi lo scopo di assimilare quella determinata molecola e non altre; si parla di attraversamento attivo, ed è limitato a molecole utili all’organismo, quali vitamine, ioni metallici essenziali, ecc. 3) Tutte le altre molecole (quelle più grandi e non essenziali, quindi i farmaci) attraversano le membrane in maniera passiva, mediante diffusione in essa. N.B. molecole troppo grandi (PM > circa 400) non possono venire assorbite come tali, ma necessitano della preventiva digestione dello stomaco.

DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE Reazioni acido-base DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE Caso generale dell’acido debole monoprotico Utilità del calcolo della frazione di A– e HA in farmacologia: assorbimento di farmaci da parte dell’organismo Solo molecole neutre e poco polari, cioè chimicamente affini al corpo non polare dei fosfolipidi che compongono le membrane cellulari, sono in grado di attraversare le membrane in maniera passiva. In linea di principio, quindi, un farmaco che ha proprietà acido-base può attraversare le membrane cellulari solo nella sua forma neutra.

DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE Reazioni acido-base DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE Caso generale dell’acido debole monoprotico Utilità del calcolo della frazione di A– e HA in farmacologia: assorbimento di farmaci da parte dell’organismo Esercizio: Per l’aspirina (acido acetilsalicilico) Ka=3.2.10−4, per il paracetamolo Ka=3.16.10−10. Dire se aspirina e paracetamolo (che sono neutri nella loro forma HA) sono assorbiti preferenzialmente nello stomaco o nel duodeno. pH medio dello stomaco = 2, pH medio del duodeno = 5. Per rispondere, disegnare il diagramma “ad occhio” con le regolette dette prima, oppure fare il calcolo delle frazioni aA e aHA ai pH dati. Qui disegnamo il diagramma.

DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE Reazioni acido-base DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE Caso generale dell’acido debole monoprotico Utilità del calcolo della frazione di A– e HA in farmacologia: assorbimento di farmaci da parte dell’organismo a pH = 2 aHA è elevato; a pH = 5 aHA è molto più basso. Quindi l’aspirina è assorbita meglio nello stomaco. stomaco duodeno aspirina N.B. in realtà nello stomaco il tempo di permanenza è minore, per cui l’aspirina viene in parte assorbita anche nella prima parte del duodeno. Ricordiamoci anche queste sono considerazioni chimiche che non tengono conto di eventuali altri meccanismi (es. quelli attivi) di attraversamento delle membrane.

DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE Reazioni acido-base DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE Caso generale dell’acido debole monoprotico Utilità del calcolo della frazione di A– e HA in farmacologia: assorbimento di farmaci da parte dell’organismo Sia a pH = 2 che a pH = 5 aHA è elevato; Quindi il paracetamolo è assorbito ugualmente bene nello stomaco e nell’intestino. stomaco duodeno paracetamolo Confrontando i diagrammi per i due acidi, notiamo che le curve per gli acidi deboli monoprotici sono sempre identiche tra loro; si “spostano” a destra o a sinistra a seconda del valore di pKa

DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE Reazioni acido-base DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE Caso generale dell’acido debole monoprotico oppure base paracetamolo o anione paracetamolato Poiché aHA ed aA dipendono solo da Ka e pH, il diagramma di distribuzione non dipende dal fatto di avere inserito al tempo “zero” l’acido HA o la base coniugata A Ad esempio, se poniamo del paracetamolato di sodio (NaA) a qualunque concentrazione iniziale in una soluzione tamponata ad un certo pH, le frazioni di HA ed A sono le stesse che avremmo ponendo del paracetamolo allo stesso pH.

DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE Reazioni acido-base DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE Acidi/basi poliprotici Per tracciare i diagrammi di distribuzione (a vs. pH) di acidi e basi poliprotici, si potrebbero ricavare le varie equazioni che danno aHnA, ..., aH2A, aHA e aA in funzione di Ka1, Ka2, ..., e di [H3O+] In alternativa si può tracciare il grafico in maniera “empirica” dato che gli andamenti di a per acidi e basi poliprotici hanno le stesse caratteristiche degli andamenti visti per acidi e basi monoprotici. Consideriamo ad esempio un acido/base diprotico, per il quale possiamo definire aH2A, aHA e aA come frazioni di forma diprotonata, monoprotonata e completamente deprotonata presenti in soluzione ad un certo pH.

DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE Reazioni acido-base DIAGRAMMI DI DISTRIBUZIONE Acidi/basi poliprotici diprotico monoprotico HA+H2O A+H3O+ Ka H2A+H2O HA+H3O+ Ka1 HA+H2O A+H3O+ Ka2 aHA→1 e aA→0 per pH<pKa−2 aA→1 e aHA→0 per pH>pKa+2 aH2A → 1 e aHA → 0 per pH < pKa1 − 2 aHA + aA = 1 aHA = aA = 0.5 per pH = pKa aHA → 1 e aH2A → 0 per pH > pKa1 + 2 aHA aA pKa