Ионное произведение воды и его следствия.

Вода является очень слабым электролитом и по КД относится к 4 группе. Подобно всем электролитам вода частично диссоциирует на ионы Н₂О ó Н⁺ + ОН^-. Вследствие незначительного распада молекул воды, концентрация не диссоциирующих молекул может быть принята за постоянную величину. Из уравнения диссоциации вытекает формула КД воды: КД Н₂О = [Н+] * [ОН-] / [Н₂О]. Из этой формулы находим концентрацию произведения ионов водорода: [Н+] * [ОН-] = КД Н2О * [Н2О]. В правой части уравнения имеем произведение 2 постоянных величин => произведение ионов водорода на ионы гидроксила есть величина постоянная для всех водных растворов при t = 25 гр = 10^-14 и называется ионным произведением воды.

Следствия: 1. Ни один из сомножителей не может быть = 0. 2. Не может быть водного раствора, в котором нет ионов Н или ОН, но в кислых растворах больше ионов Н, а в щелочных – ОН. 3. В нейтральных растворах концентрация ионов Н = ОН и численно равна 10^-7. 4. Концентрация ионов Н и ОН находится в обратной зависимости, т.е. увеличение концентрации 1 иона, ведет к уменьшению другого.

2.12 Водородный показатель.

Активная кислотность – реакция среды раствора, определенная концентрацией ионов водорода или гидроксила. Но реакцию среды чаще определяют по концентрации Н, выраженной рН (водородный показатель) = -lg [Н+] – концентрация ионов водорода.

Изменение водородного показателя с изменением концентрации водородных ионов. Водные растворы имеют рН от 0 до 14. Выделяют следующие среды: 1. Резко-кислая (желудок) [Н+] = 10 -1,2,3 => рН = 1,2,3. 2. Слабокислая [Н+] = 10-4,5,6 => рН = 4,5,6. 3. Нейтральная [Н+] = 10-7 = 7. 4. Слабощелочная [Н+] = 10 -8,9,10 = рН = 8,9,10. 5. Резкощелочная [Н+] = 10-11,12,13,14 = рН 11,12,13,14. Чем меньше рН, тем выше активная кислотность.

 

2.13 Методы определения рН.

Колориметрический метод (индикатор цвета). Метод основан на применении индикаторов, окраска которых зависит от величины рН. Эти индикаторы иначе называют рН-индикаторами. Зная интервал перехода индикатора, можно по окраске раствора приближенно определить рН. Для этого сначала по лакмусу устанавливают реакцию среды. Если после прибавления лакмуса раствор окрасится в красный цвет, значит реакция кислая и нужно брать индикаторы с интервалом перехода в кислой среде. Затем, последовательно проводя пробы с разными индикаторами, находят такой, при котором окраска раствора соответствует щелочной форме индикатора. Значение рН раствора будет находиться между интервалами перехода двух последних индикаторов. Например, если при добавке метилового красного раствор окрашивается в красный цвет, а при добавлении метилового оранжевого – в оранжевый, то рН раствора лежит в пределах 3,1 – 4,2.

Электрометрический (рН метр) основан на измерении электродвижущей силы, возникающей в результате разности потенциалов двух электродов – электрода определения и электрода сравнения. Потенциал электрода определения зависит от концентрации ионов Н в исследуемом растворе.

 

2.14 Значение реакции среды в биохимических процессах.  

Активная кислотность играет основную роль в биохимических процессах.

1. Определенная структура биомолекул в клетке определяет их функцию (гемоглобин при снижении рН теряет способность связывать О2).

2. Влияет на активность ферментов (пепсин наиболее активен при рН от 1,5 до 3). 3. Все биожидкости имеют свое значение рН (рН крови коровы = 7,5). Небольшое сдвиг рН вызывает значительные изменения в организме, а длительное смещение на 0,2 приводит к смерти. Смещение рН в кислую сторону – ацидоз, а в щелочную – алкалоз. Поддерживать рН на постоянном уровне помогает выделительная система, которую контролирует ЦНС, но основу регулирования рН в организме составляют буферные системы.

 

2.15 Механизм действия буферных растворов.

1.Кислотный буфер (слабая кислота и ее соль) Ацетатный буфер (CH3COOH+CH3COONa). Механизм действия: - При добавлении сильной кислоты к буферной смеси, кислота реагирует с солью, в результате этой реакции образуются другая соль и слабая уксусная кислота. CH3COONa + HCl = CH3COOH+NaCl- При добавлении сильного основания к буферной смеси между молекулами сильного основания и слабой кислоты протекает реакция нейтрализации CH3COOH+NaOH = CH3COONa + H2O

2. Основной буфер (слабое основание и его соль) Аммиачный буфер (NH3*H2O + NH4Cl). Механизм действия: - При добавлении сильной кислоты к буферной смеси, кислота реагирует со слабым основанием по реакции нейтрализация NH4OH+HCl = NH4Cl + H2O - При добавлении сильного основания к буферной смеси, основание реагирует с солью, в результате реакции образуется другая соль и слабое основание NH4Cl + NaOH = NaCl + NH4OH.

 

Буферные системы крови.

БИКАРБОНАТНАЯ – основной внеклеточный буфер (работа почек/легких) НСО3/Н2СО3. При аэробном окислении углеводов/жиров/белков образуются СО2, Н2О, которые реагируют между собой с образованием угольной кислоты, она же диссоциирует – СО2+Н2О => Н2СО3+НСО3 + Н. Концентрация бикарбоната в крови постоянна -24 моль/л, благодаря функциональной активной работе почек(реабсорбция), синтезу/удалению.

1) Повышение концентрации Н+ ведет к тому, что бикарбонатный ион присоединяет его к себе и превращает в угольную кислоту НCL+NaHCO3 => NaCL+H2CO3

2) Повышение концентрации ионов ОН- ведет к тому, что угольная кислота отдает ион Н+. Образуется бикарбонат (НСО-) и вода. NaOH+ H2CO3 => NaHCO3 + H2O.

ФОСФАТНАЯ H3PO4/ H2PO4 (фосфорная кислота /дигидрофосфат-ион). Механизм действия направлен на способность образовывать дигидрофосфат (НРО4) из гидрофосфата (Н2РО4-) при нагрузке кислыми продуктами. И наоборот образование гидрофосфата (НРО₄¯2) из дигидрофосфата (Н2РО4) при нагрузке щелочными продуктами.

1) Кислые продукты. При нагрузке кислыми продуктами преобразование гидрофосфата в дигидрофосфат происходит по схеме: H2SO4 + 2 Na2HPO4 (гидрофосфат) ó Na2SO4 + 2 NaH2PO4 (дигидрофосфат)

2) Щелочные. При избыточной потере кислых продуктов и преобладании в среде оснований из дигидрофосфата образуется гидрофосфат: NaOH + Na2H3PO4 (дигидрофосфат) ó H2O + Na2HPO4 (гидрофосфат)

БЕЛКОВАЯ Pr / HPr. Концентрация белков в плазме крови = 60-80 г/л. В буферных процессах при рН 7,4 принимает участие лишь ИМИДОЗОЛЬНАЯ группа гистидина. В этой связи вклад белков плазмы крови в БЁ не превышает 3-5%.

Внутриклеточные.

1. Гемоглобиновая. Составляет 35 % буферной ёмкости. Главная буферная система эритроцитов, на долю которой приходится около 75% всей буферной ёмкости крови. Участие гемоглобина в регуляции рН крови связано с его ролью в транспорте кислорода и СО2. Гемоглобиновая буферная система крови играет значительную роль сразу в нескольких физиологических процессах: дыхании, транспорте кислорода в ткани и в поддержании постоянства рН внутри эритроцитов, а в конечном итоге – в крови. При насыщении кислородом гемоглобин становится более сильной кислотой (ННbО2). Гемоглобин, отдавая кислород, превращается в очень слабую органическую кислоту (ННb).

Точно так же может быть рассмотрена оксигемоглобиновая буферная система. Система гемоглобина и система оксигемоглобина являются вза-имопревращающимися системами и существуют как единое целое. Буферные свойства гемоглобина прежде всего обусловлены возможностью взаимодействия кисло реагирующих соединений с калиевой солью гемоглобина с образованием эквивалентного количества соответствующей калийной соли кислоты и свободного гемоглобина: КНb + Н2СO3—> КНСO3 + ННb.

Именно таким образом превращение калийной соли гемоглобина эритроцитов в свободный ННb с образованием эквивалентного количества бикарбоната обеспечивает поддержание рН крови в пределах физиологически допустимых величин, несмотря на поступление в венозную кровь огромного количества углекислого газа и других кисло реагирующих продуктов обмена.

Гемоглобин (ННb), попадая в капилляры легких, превращается в окси-гемоглобин (ННbО2), что приводит к некоторому подкислению крови, вытеснению части Н2СО3 из бикарбонатов и понижению щелочного резерва крови. Перечисленные буферные системы крови играют важную роль в регуляции кислотно-основного равновесия. Как отмечалось, в этом процессе, помимо буферных систем крови, активное участие принимают также система дыхания и мочевыделительная система.