Биологическая роль буферных систем

Буферные системы крови

Нормальное значение рН крови составляет 7,40 ± 0,05. Это означает, что значения активной кислотности а (Н⁺) должны нахо-диться в интервале от 3,7×10^-8 до 4,0×10^-8 моль/л. Присутствующие в крови электролиты (НСО₃^–, Н₂СО₃, Н₂РО₄^–, НРО₄^2–, белки, аминокис-лоты) диссоциируют в такой степени, что активность а (Н⁺) находится в рамках приведенного выше диапазона.

Однако в ряде физиологических процессов в кровь поступают вещества в количествах, достаточных для того, чтобы вызвать заметные отклонения рН крови от нормы. Наиболее сложной и часто встречаемой причиной нарушения кислотно-основного равновесия крови является ацидоз. Различают две формы ацидоза: газовую и метаболическую.

Газовая форма ацидоза обычно бывает вызвана увеличением парциального давления СО₂ в плазме крови. Метаболическая форма ацидоза отражает такое состояние, когда кислые метаболиты уже проникли в ткани и вызвали стойкую гипоксию (снижение содер-жания О₂). Способы подавления этих форм ацидоза в плазме и клетках крови различны, поэтому целесообразно отдельно рассмот-реть процессы, протекающие в этих составляющих крови.

Плазма крови

Кислотно-основное равновесие в плазме крови человека в основном обеспечивается гидрокарбонатной, фосфатной, белковой и аминокислотной буферными системами.

1. Гидрокарбонатная буферная система.

В плазме крови наиболее важной буферной системой в поддер-жании постоянства рН является гидрокарбонатная Н₂СО₃/НСО₃^-. Особенность этой буферной системы заключается в том, что один из ее компонентов - угольная кислота Н₂СО₃ - образуется при взаимо-действии растворенного в воде СО₂ с водой:

CO_2(р-р) + H₂O ⇄ Н₂СО₃

Концентрация растворенного СО₂ определяется равновесием:

CO_2(р-р) ⇄ CO_2(газ),

которое описывается законом Генри:

,

(10)

где S - постоянная Генри [моль/(л∙давление)];

P - парциальное давление CO₂, [атм; Па; мм рт. ст.].

Таким образом, в плазме крови устанавливается равновесие:

CO₂ + H₂O ⇄ Н₂СО₃ ⇄ H⁺ + НСО₃^-

Диссоциация угольной кислоты по первой ступени описывается уравнением:

В стандартных условиях , соответственно .

Учитывая довольно низкую растворимость CO₂ в воде [S = 0,033 ммоль/(л∙мм рт. ст.)], в физиологических условиях весь CO₂, растворенный в плазме крови, рассматривают как гидратиро-ванный до Н₂СО₃, поэтому выражение для имеет вид:

Отсюда .

Так как концентрация Н₂СО₃ в гидрокарбонатной буферной си-стеме зависит от парциального давления СО₂ в газовой фазе, значение рН гидрокарбонатного буфера в конечном счете определяется кон-центрацией ионов НСО₃^- в растворе и парциальным давлением СО₂:

.

(11)

Гидрокарбонатная буферная система действует как эффективный физиологический буфер вблизи рН = 7,4. В этих условиях отношение концентраций компонентов в гидрокарбонатной системе составляет:

Таким образом, в плазме крови в норме отношение концентраций компонентов в системе сопряженного основания НСО₃^- и угольной кислоты Н₂СО₃ составляет примерно 20:1. Вследствие того, что концентрация NaHCO₃ в крови значительно превышает концен-трацию Н₂СО₃, буферная емкость этой системы по кислоте (40 ммоль/л плазмы крови) значительно выше, чем по щелочи (1-2 ммоль/л плазмы крови).

В норме парциальное давление СО₂ в крови составляет 5,3 кПа (40 мм. рт. ст.) и содержание СО₂ в плазме не достигает максималь-ной величины, определяемой растворимостью газа. Поэтому избыток СО₂ в атмосфере приводит к дополнительному растворению СО₂ в крови, что в соответствии с уравнением (11) может сопровождаться снижением рН крови и вызывать газовую форму ацидоза:

Между СО₂ в альвеолах и гидрокарбонатным буфером в плазме крови, протекающей через капилляры легких, устанавливается равновесие:

При поступлении в кровь, протекающую через сосуды тканей, кислот - доноров Н⁺ - равновесие «3» в соответствии с принципом Ле Шателье смещается в сторону образования молекул Н₂СО₃. При этом концентрация Н₂СО₃ повышается, а концентрация ионов НСО₃^- соответственно понижается. В свою очередь, повышение концентра-ции Н₂СО₃ приводит к смещению равновесия «2» в сторону образования СО₂ при разложении Н₂СО₃, т.е. к увеличению концен-трации растворенного в плазме СО₂. В результате равновесие «1» смещается в сторону образования газообразного СО₂, что приводит к повышению давления СО₂ в легких и выведению последнего за счет изменения объема легочной вентиляции.

При поступлении в кровь оснований - акцепторов Н⁺ - сдвиг рав-новесий происходит в обратной последовательности: равновесие «3» смещается в сторону усиления диссоциации Н₂СО₃, т.е. уменьшения ее концентрации, что в свою очередь смещает равновесие «2», а затем и равновесие «1» вправо и сопровождается растворением в плазме крови дополнительного количества СО_2(газ), содержащегося в легких.

В результате рассмотренных процессов гидрокарбонатная систе-ма крови быстро приходит в равновесие с СО₂ в альвеолах и эффекти-вно обеспечивает поддержание постоянства рН плазмы крови.

Гидрокарбонатная буферная система крови способна компенси-ровать и не только газовую, но и другие формы ацидоза, возникаю-щие в процессах жизнедеятельности организма. Так, избыток молоч-ной кислоты HLac, образующийся в результате интенсивной физичес-кой нагрузки, также нейтрализуется ионом НСО₃^-:

HCO₃^- + HLac ⇄ Lac^- + H₂CO₃ ⇄ H₂O + CO_2(p-p) ⇄ СО_2(газ)

Гидрокарбонатная буферная система, обеспечивая около 55% всей буферной емкости крови, является основной буферной системой плазмы крови и содержится также в эритроцитах, интерстициальной жидкости, почечной ткани.

2. Фосфатная буферная система.

В поддержании постоянства рН плазмы принимает участие и фосфатная буферная система, состоящая из слабой кислоты Н₂РО₄^- и сопряженного основания НРО₄^2-. Фосфатная буферная система спо-собна поддерживать постоянство рН в интервале 6,2-8,2 и обеспечи-вает значительную долю буферной емкости крови.

Для фосфатной буферной системы уравнение Гендерсона-Гассельбаха выглядит так:

.

Подставив физиологическое значение и значение рН крови в норме, равное 7,4, получим:

.

Отсюда:

Таким образом, соотношение концентраций Na₂HPO₄ и NaH₂PO₄ в фосфатной буферной системе крови приблизительно равно 4, поэтому фосфатная буферная система имеет более высокую емкость по кислоте, чем по щелочи и более эффективно нейтрализует кислые метаболиты плазмы крови, например молочную кислоту и продукты переработки мясной пищи:

НРО₄^2- + HLac ⇄ Н₂РО₄^- + Lac^-

Образующееся в результате нейтрализации избыточное количест-во дигидрофосфат-иона H₂PO₄^- выводится почками.

Однако, в отличие от гидрокарбонатной буферной системы, различия буферной емкости фосфатной системы по кислоте и по щелочи не столь существенны. Эти величины составляют: = 1-2 ммоль/л, = 0,5 ммоль/л.

Фосфатная буферная система менее мощная, чем гидрокарбонат-ная, что объясняется малым содержанием фосфатов в плазме крови. Фосфатная буферная система содержится также в тканях, особенно в почках, и внутри клеток, например, в эритроцитах.

3. Белковая буферная система.

Белковая буферная система представляет собой совокупность альбуминов и глобулинов - белков, составляющих основную часть плазмы крови (~90%).

Изоэлектрические точки этих белков лежат в интервале значений рН = 4,9-6,3, т. е., в слабокислой среде. Поэтому в физиологических условиях (при рН = 7,4) белки находятся преимущественно в формах «белок-основание» и соль «белка-основания».

Соответствующее кислотно-основное равновесие:

смещено в сторону преобладания формы «белок-основание».

Буферная емкость, определяемая белками плазмы, зависит от концентрации белков, их вторичной и третичной структуры и числа свободных протонакцепторных групп. Эта система может нейтрали-зовать как кислые, так и основные продукты. Однако вследствие преобладания формы «белок-основание», ее буферная емкость значи-тельно выше по кислоте и составляет: для альбуминов = 10 ммоль/л, а для глобулинов = 3 ммоль/л.

4. Аминокислотная буферная система.

Буферная емкость свободных аминокислот плазмы крови незначительна как по кислоте, так и по щелочи. Это связано с тем, что почти все аминокислоты имеют значения , заметно отличающиеся от 7,4. Поэтому при физиологическом значении рН = 7,4 их мощность мала. Практически только одна аминокислота - гистидин ( = 6,0) - обладает значительным буферным действием при значениях рН, близких к рН плазмы крови.

Таким образом, мощность буферных систем плазмы крови уменьшается в ряду:

гидрокарбонатная > белковая > фосфатная > аминокислотная

Эритроциты

Во внутренней среде эритроцитов норме соответствует рН = 7,25. Здесь также действуют гидрокарбонатная и фосфатная буферные системы. Однако их мощность отличается от таковой в плазме крови. Кроме того, в эритроцитах большую роль играет белковая система гемоглобин-оксигемоглобин, на долю которой приходится около 75% всей буферной емкости крови.

Гемоглобин является слабой кислотой ( = 8,2) и диссоци-ирует по уравнению:

HHb ⇄ H⁺ + Hb^-

При физиологическом значении рН = 7,25 этот описывается уравнением Гендерсона-Гассельбаха:

,

из которого видно, что:

.

Таким образом, при рН = 7,25 кислота HHb диссоциирована только на 10% и концентрация солевой формы гемоглобина (Hb^-) значительно меньше, чем концентрация кислоты (HHb).

Система HHb/Hb^- может активно нейтрализовать кислые и основные продукты метаболизма, однако обладает более высокой емкостью по щелочи, чем по кислоте.

В легких гемоглобин реагирует с кислородом. При этом образуется оксигемоглобин HHbО₂:

HHb + O₂ ⇄ HHbО₂,

который переносится артериальной кровью в капиллярные сосуды, откуда кислород попадает в ткани.

Оксигемоглобин - слабая кислота ( = 6,95), но существенно более сильная, чем гемоглобин ( = 8,2). При физиологическом значении рН = 7,25 кислотно-основному равновесию:

HHbО₂ ⇄ H⁺ + HbО₂^-

соответствует уравнение Гендерсона-Гассельбаха:

.

Отсюда можно заключить, что С(HbО₂^-)/С(HHbО₂) = 2:1 и доля продиссоциировавших молекул HHbО₂ составляет примерно 65%.

При добавлении кислот нейтрализовать ионы H⁺ в первую очередь будут анионы гемоглобина Hb^-:

Hb^- + H⁺ ⇄ HHb,

так как они имеют большее сродство к протону, чем ионы HbO₂^-.

При действии оснований в первую очередь будет реагировать более сильная кислота оксигемоглобин HHbO₂:

HHbO₂ + OH^- ⇄ HbO₂^- + H₂O,

однако и кислота гемоглобин также будет участвовать в нейтрализации поступающих в кровь ионов OH^-:

HHb + OH^- ⇄ Hb^- + H₂O.

Система гемоглобин-оксигемоглобин играет важную роль как в процессе дыхания (транспортная функция по переносу кислорода к тканям и органам и удалению из них метаболического СО₂), так и в поддержании постоянства рН внутри эритроцитов, а в результате и в крови в целом.

В организме человека все буферные системы взаимосвязаны. Так, в эритроцитах гемоглобин-оксигемоглобиновая буферная система тесно связана с гидрокарбонатной буферной системой. Поскольку внутри эритроцитов рН равен 7,25, то соотношение концентраций соли (НСО₃^-) и кислоты Н₂СО₃ здесь несколько меньше, чем в плазме крови. Действительно, из уравнения Гендерсона-Гассельбаха следует, что в эритроцитах C(НСО₃^-)/С(Н₂СО₃) = 14:1. Тем не менее, несмотря на то, что буферная емкость этой системы по кислоте внутри эритроцитов несколько меньше, чем в плазме, она эффективно поддерживает постоянство рН.

Фосфатная буферная система играет в клетках крови гораздо более важную роль, чем в плазме крови. Прежде всего это связано с тем, что в эритроцитах содержится большое количество неорганичес-ких фосфатов, главным образом, KH₂PO₄ и K₂HPO₄. Кроме того, большую роль в поддержании постоянства рН имеют эфиры фосфорных кислот - главным образом, фосфолипиды, составляющие основу мембран эритроцитов.

Фосфолипиды являются относительно слабыми кислотами. Значения фосфатных групп находятся в пределах от 6,8 до 7,2. Следовательно, при физиологическом значении рН = 7,25 фосфоли-пиды мембран эритроцитов находятся как в виде неионизированных, так и в виде ионизированных форм, т.е. в виде слабой кислоты и ее соли. При этом соотношение концентраций соли и кислоты приблизительно составляет (1,5-4):1. Таким образом, сама мембрана эритроцитов обладает буферным действием и поддерживает посто-янство рН внутренней среды эритроцитов.

В случаях, когда буферная и выделительная защита организма исчерпывает свои возможности и развивается тяжелая форма ацидоза (алкалоза), прибегают к медикаментозному подавлению этих наруше-ний. Так, при газовой форме ацидоза внутривенно вводят препараты основного характера, представляющие собой соли слабых кислот: 4%-й раствор NaHCO₃, раствор натриевой соли лимонной кислоты - цитрат натрия (Na₃Cit) и др., которые нейтрализуют избыточную кислотность, связывая ионы H⁺ в слабые кислоты:

H⁺ + HCO₃^- H₂CO₃ H₂O + CO₂

Ликвидацию метаболической формы ацидоза также проводят пу-тем введения солей слабых кислот и других препаратов, обладающих свойством проходить через фосфолипидные мембраны.

При алкалозе вводят растворы слабых кислот, например, 4%-й раствор аскорбиновой кислоты.

Однако перечисленные методы медикаментозного вмешательства не имеют, строго говоря, лечебного эффекта: они позволяют лишь «выиграть время» для более детального установления причин возник-новения отклонений и назначения курса лечения или профилактики.

Буферные системы слюны

Поддержание постоянства pH слюны в пределах нормы (6,35-6,85) обеспечивается, главным образом, тремя буферными системами: гидрокарбонатной, фосфатной и белковой. Главную роль в нейтрализации кислотно-основных метаболитов играет гидрокарбо-натная буферная система, которая обеспечивает 80% буферной емкости слюны. Второй по значимости является фосфатная система, третьей - белковая. Буферная емкость слюны может варьировать и зависит от характера питания, состояния желудочно-кишечного тракта и других факторов.

Эталоны решения задач

1. Вычислить рН буферного раствора, в 100 мл которого содержится 1,2 г уксусной кислоты и 5,88 г ацетата калия, если для уксусной кислоты = 4,74.

Решение.

Молярные концентрации кислоты и соли в буферном растворе равны:

;

.

Подставив эти значения в уравнение (7), получим:

2. Рассчитать рН буферной смеси, если для ее приготовления были взяты растворы муравьиной кислоты и формиата натрия одинаковой молярной концентрации в соотношении 7:3. (НСООН) = 1,8×10^-4.

Решение.

Так как молярные концентрации кислоты и соли равны, то при расчете pH по формуле (5) можно использовать только объемное соотношение компонентов:

.

3. Рассчитать значение pH буферного раствора, полученного при сливании 20 мл раствора аммиачной воды с С(NH₃·H₂O) = 0,02 моль/л и 10 мл раствора хлорида аммония с С(NH₄Cl) = 0,01 моль/л. (NH₃·H₂O) = 1,8·10⁻⁵. Найти рН буфера, разбавленного в 5 раз.

Решение.

В случае буферной системы II типа pH раствора рассчитывают по уравнению (6¢):

.

Подставив соответствующие значения, получим:

.

При разбавлении рН буферных растворов не изменяется. Следовательно, рН буферного раствора, разбавленного в 5 раз, будет равен 9,86.

4. Буферный раствор получен сливанием 100 мл раствора СН₃СООН с С(СН₃СООН) = 0,02 моль/л и 50 мл раствора CH₃COONa с С(CH₃COONa) = 0,01 моль/л. (СН₃СООН) = 1,8×10^-5. Рассчитать:

а) рН полученного буфера;

б) изменение рН буфера при добавлении 5 мл раствора HCl c C(HCl) = 0,01 моль/л.

в) буферную емкость раствора по щелочи.

Решение.

Для расчета рН полученного буфера воспользуемся формулой (5):

При добавлении кислоты протекает реакция:

СН₃СОONa + HCl CH₃COOH + NaCl,

в результате которой изменяются количества компонентов буферной системы.

С учетом соотношения n(x) = C(x)×V(x) уравнение (7) может быть представлено в виде:

.

Так как количества прореагировавших и образовавшихся веществ равны, то изменение количеств кислоты и соли в буферном растворе составит одну и туже величину x:

,

.

В исходной буферной смеси количества компонентов составляют:

;

.

Найдем величину x:

.

Отсюда:

.

Таким образом, разность значений рН составит , т.е. изменение рН пренебрежимо мало.

Буферная емкость раствора по щелочи определяется количеством эквивалента щелочи n( x) (для однокислотного основания - n(x)), добавление которого к 1 л раствора увеличивает pH раствора на 1 единицу.

Следовательно, после добавления NaOH:

.

При добавлении щелочи протекает реакция:

СН₃СОOH + NaOH CH₃COONa + H₂O,

в результате которой изменяется количество компонентов буферного раствора:

;

;

,

где x - количество NaOH.

Отсюда:

;

;

.

Решая полученное уравнение, получим: x» 1,3 ммоль.

Подставляя значения n(NaOH) = 1,3 ммоль, V(буфера) = 0,15 л и DpH = 1 в уравнение (9), получим:

5. Рассчитать, объемы растворов Na₂HPO₄ и NaH₂PO₄ одинаковой молярной концентрации, которые необходимо взять для приготовле-ния 300 мл буферного раствора с pH = 7,5. Для фосфорной кислоты: = 7,6×10^-3; = 6,2×10^-8, = 3,3×10^-13.

Решение.

В фосфатном буферном растворе протолитическое равновесие имеет вид:

H₂PO₄^– ⇄ HPO₄^2- + H⁺,

поэтому с учетом равных концентраций компонентов уравнение (5) запишется:

Подставляя значения pH и , получим:

Отсюда:

Решая систему уравнений:

получим: V₀(Na₂HPO₄) = 200 мл и V₀(NaH₂PO₄) = 100 мл.

 

6. Найти объем раствора ацетата натрия с С(CH₃COONa) = 0,04 моль/л, который надо добавить к 500 мл раствора уксусной кислоты с С(CH₃COOH) = 0,1 моль/л, чтобы получить буферный раствор с рН = 3,74, если (СН₃СООН) = 4,74.

Решение.

Используя уравнение (7), получим:

.

Отсюда:

;

7. Найти массу гидрофосфата калия, которую надо добавить к 1500 мл раствора дигидрофосфата калия с С(KH₂PО₄) = 0,4 моль/л, чтобы приготовить буферный раствор c рН = 6,5. (H₂PO₄^-) = 7,2.

Решение.

В данном случае формула (5) принимает вид:

.

Отсюда:

8. Буферный раствор приготовили смешиванием 50 мл раствора уксусной кислоты с концентрацией 0,1 моль/л и 80 мл раствора гидроксида калия с концентрацией 0,05 моль/л. Определить рН полученного раствора, если (СН₃СООН) = 4,74.

Решение.

В процессе приготовления раствора протекает реакция нейтрали-зации кислоты щелочью:

СН₃СООН + КOH CH₃COOК + H₂O

Количества взятых для реакции реагентов составляют:

;

Количества прореагировавших между собой реагентов равны, поэтому количество оставшейся после реакции кислоты:

.

Количество образовавшейся соли равно количеству прореагиро-вавших реагентов и составляет 0,004 моль.

Используя уравнение (5), получаем:

9. Найти объем раствора гидроксида калия с концентрацией 0,05 моль/л, который надо прилить к 50 мл раствора муравьиной кислоты с концентрацией 0,1 моль/л, чтобы получить буферный раствор с рН = 4. (НСООН) = 1,8∙10^-4.

Решение.

Используя уравнение Гендерсона-Гассельбаха получаем:

.

Следовательно:

.

Количества взятых для реакции реагентов составляют:

;

Количество прореагировавших реагентов равны между собой, поэтому количество оставшейся после реакции кислоты:

.

Количество образовавшейся соли равно количеству прореагиро-вавших реагентов и составляет 0,05 х моль.

Таким образом:

.

Решая уравнение, получаем:

;

10. На титрование 50 мл буферного раствора с рН = 7,0 в присут-ствии индикатора HInd с = 8,5 израсходовано 2 мл раствора NaOH с С( NaOH) = 0,8 моль/л. Вычислить буферную емкость раствора.

Решение.

В соответствии с теорией кислотно-основных индикаторов, в точке перехода окраски индикатора рН = (HInd), т. е. после до-бавления NaOH рН = 8,5.

Тогда:

11. Буферная емкость гидрокарбонатной буферной системы по щелочи составляет 20 ммоль/л. Найти изменение pH буфера при добавлении к 100 мл буферного раствора 10 мл раствора KOH с С(KOH) = 0,1 моль/л.

Решение.

Изменение pH буфера найдем по формуле (9):

.

 

 

11. На титрование 50 мл фосфатного буфера, содержащего рав-ные количества Na₂HPO₄ и NaH₂PO₄, в присутствии индикатора HInd с = 8,5 затрачено 2 мл раствора NaOH с С(NaOH) = 0,65 моль/л. Вычислить буферную емкость раствора, если (H₂PO₄^-) = 7,2.

Решение.

Значение рН буфера до титрования найдем по уравнению Гендерсона-Гассельбаха. Поскольку количества компонентов равны:

.

В соответствии с теорией кислотно-основных индикаторов, в точке перехода окраски индикатора рН = (HInd), т.е. после добавления NaOH рН = 8,5.

Тогда:

.

12. Рассчитать буферную емкость крови, если добавление к 50 мл крови 20 мл раствора HCl c C(HCl) = 0,05 моль/л вызвало снижение pH крови от 7,4 до 7,0.

Решение.

Буферную емкость крови по кислоте рассчитаем по формуле (8):

13. Определить, какие изменения произойдут в плазме крови человека, если парциальное давление СО₂ над кровью увеличится на 10 мм рт. ст. по сравнению с нормой. Норме соответствуют значе-ния: pH = 7,4; С(НСО₃^-) = 24 ммоль/л; Физио-логическое значение составляет 6,1.

Решение.

Самая мощная буферная система крови - гидрокарбонатная. Она первой реагирует на изменения, происходящие в плазме крови и в эритроцитах. Таким образом, pH плазмы крови в указанных условиях можно рассчитать по уравнению (11):

.

Незначительное снижение pH плазмы крови по сравнению с нормой свидетельствует о газовой (дыхательной) форме ацидоза.

14. Определить, какого типа буферная система находится в растворе валина, 1 л которого содержит 0,2 моль катионной формы и 0,4 моль биполярной формы. Рассчитать pH раствора, если для валина , .

Решение.

В данном случае раствор валина представляет собой буферную систему I типа: катионная форма является слабой кислотой, а биполярный ион - сопряженным основанием. Равновесию между катионной и биполярной формами валина отвечает константа , поэтому уравнение Гендерсона-Гассельбаха имеет вид:

15. Определить, какого типа буферная система образуется при добавлении к 50 мл раствора аланина с молярной концентрацией 0,1 моль/л 20 мл раствора NaOH с С(NaOH) = 0,05 моль/л. Рассчитать рН раствора, если для аланина , .

Решение.

В водном растворе аланин присутствует преимущественно в виде биполярного иона. При добавлении щелочи от группы -NH₃⁺ биполярного иона аланина отщепляется протон и образуется форма «белок-основание»:

Таким образом, образуется буферная система II типа - слабое основание и его катион В/ВН⁺.

Количества взятых для реакции реагентов составляют:

;

Количества прореагировавших между собой реагентов равны, поэтому количество аланина в форме биполярного иона (кислоты в уравнении Гендерсона-Гассельбаха) равно:

.

а количество сопряженного основания (формы «белок-основание»):

.

Равновесию соль «белка-основания» «белок-основание» соот-ветствует константа = 9,7, поэтому уравнение Гендерсона-Гассельбаха запишется:

16. Найти соотношение форм глутамина при физиологических условиях (рН = 7,4), если для этой a-аминокислоты: = 2,2; = 9,1. Проявляет ли в этих условиях раствор глутамина буферное действие?

Решение.

Найдем величину pI глутамина:

.

Так как pH > pI, то в растворе присутствуют анионная («белок-основание») и биполярная (соль «белка-основания») формы (буферная система II типа). Их соотношение определяется по уравнению Гендерсона-Гассельбаха:

.

Таким образом, соотношение форм аминокислоты составляет 50:1. При таком соотношении количеств компонентов система буферного действия не проявляет.

Вопросы для самоконтроля

1. Что такое буферная система?

2. Что такое буферный раствор?

3. Что называется буферным действием?

4. Какие вам известны основные типы буферных систем? Приведите примеры.

5. Какие компоненты содержат буферные системы с точки зрения протолитической теории?

6. В чем заключается механизм действия буферных систем? Рассмотрите в качестве примеров ацетатную и аммонийную буферные системы.

7. Что называется буферной емкостью? От каких факторов зависит буферная емкость?

8. Как определяют величины буферной емкости по кислоте () и по щелочи ()? Для известных вам буферных систем укажите компонент, определяющий буферную емкость раствора по кислоте (по щелочи).

9. Запишите уравнение Гендерсона-Гассельбаха в общем виде, а также для ацетатной, гидрокарбонатной, фосфатной и аммиачной буферных систем.

10. От чего зависит величина рН буферных растворов?

11. Что такое зона буферного действия? Как она определяется?

12. Какие буферные системы поддерживают постоянство кислотно-основного равновесия плазмы крови? Какова их буферная емкость по кислоте и по щелочи?

13. Какие буферные системы поддерживают постоянство кислотно-основного равновесия внутри эритроцитов? Какова их буферная емкость по кислоте и по щелочи?

14. Что такое алкалоз и ацидоз? Как можно ликвидировать газовую и метаболическую формы ацидоза?

15. Какие количественные показатели характеризуют буферные свойства крови?

16. К 10 мл ацетатного буфера с рН = 6 добавили 90 мл воды. Чему равен рН раствора после разбавления? Изменилась ли буферная емкость системы после добавления воды?

17. Ацетатные буферные системы получены смешиванием:

1) 1 мл раствора кислоты с С(к-ты) = 0,1 моль/л и 9 мл раствора соли с С(соли) = 0,1 моль/л;

2) 1 мл раствора кислоты с С(к-ты) = 0,01 моль/л и 9 мл раствора соли с С(соли) = 0,01 моль/л.

Будет ли отличаться окраска растворов при добавлении индика-тора метилрот?

18. Для приготовления буферных растворов использовали:

1) 7 мл раствора NН₃·Н₂О с С(NH₃·Н₂О) = 0,2 моль/л и 3 мл раствора NН₄С1 с С(NH₄Cl) = 0,2 моль/л);

2) 5 мл раствора NН₃·Н₂О с С(NН₃·Н₂О) = 0,2 моль/л и 5 мл раствора NH₄C1 с С(NH₄Cl) = 0,2 моль/л.

Какой из приготовленных растворов имеет большую буферную емкость?

19. Можно ли приготовить буферную смесь:

1) аммиачную с рН = 7; 9; 11, если (NH₃·H₂O) = 1,8·10^-5;

2) ацетатную с рН = 2; 4; 8, если (СН₃СООН) = 1,8·10^-5;

3) гидрокарбонатную с рН = 5; 7; 9, если (Н₂СО₃) = 4,5·10^-7;

4) фосфатную буферную смесь с рН = 1; 4; 7, если (H₂PO₄^-) = 6,3·10^-8.

20. Исходные растворы компонентов аммиачной буферной системы одинаковой молярной концентрации смешаны в следующих соотношениях:

Состав буферной системы	Объемные соотношения компонентов буферной системы
раствор I	раствор II	раствор III
NH3∙H2O
NH4Cl

Не прибегая к расчетам, определить, в каком из трёх буферных растворов будет наблюдаться:

1) наибольшее значение рН;

2) максимальная буферная емкость;

3) наибольшая буферная емкость по щелочи.

Варианты задач для самостоятельного решения

Вариант № 1

1. Фосфатный буфер приготовили, смешав 20 мл раствора NaH₂PO₄ с С(NaH₂PO₄) = 0,01 моль/л и 30 мл раствора Na₂HPO₄ с С(Na₂HPO₄) = 0,03 моль/л. Рассчитать рН полученного раствора, если (Н₂РО₄^-) = 6,3∙10^-8.

2. Определить, в каком объемном соотношении следует смешать растворы аммиачной воды и хлорида аммония одинаковой молярной концентрации, чтобы получить буферный раствор с рН = 10, если (NH₃·H₂O) = 1,85·10^-5.

3. На титрование 20 мл буферного раствора с рН = 7 в присут-ствии индикатора HInd () было затрачено 10 мл раствора кислоты с С(HCl) = 0,02 моль/л. Рассчитать буферную емкость раствора по кислоте.

4. Определить, какого типа буферная система находится в растворе глицина, 1 л которого содержит 0,3 моль катионной формы и 0,15 моль биполярной формы. Рассчитать pH раствора, если для глицина , .

Вариант №2