Поэтому практически все протоны оказываются гидратированы

Н₂О«Н⁺+ОН^-, DН>0

H₂O+H⁺=H₃O⁺, DH<0

Суммарный процесс диссоциации воды называется уравнением автоионизации воды: 2Н₂О«Н₃О⁺+ОН^-

Этот равновесный процесс характеризуется константой диссоциации воды, определенной законом действующих масс:

К_д(H₂O)=([H₃O⁺]·[OH^-])/[H₂O]²

K_д=([H⁺]·[OH^-])/[H₂O]

При 25°С К_д(H₂O)=1,8·10^-16моль дм^-3

Молярная концентрация воды может считаться величиной постоянной, т.к. степень диссоциации воды=1,9·10^-6, т.е. из 555 молекул воды только одна распадается на ионы. Молярная концентрация воды может быть определена как отношение массы одного дм³ воды к молярной массе.

[H₂O]=1000/18=55,6 моль·дм^-3

Исходя из уравнения константы диссоциации воды следует, что произведение концентраций протонов и гидроксид-анионов есть произведение двух констант:

К_в=[H⁺]·[OH^-]=К_д[H₂O]=1,8·10^-16·55,6=10^-14 (моль·дм^-3)²

Данное выражение называется ионным произведением воды (К_в). Это выражение показывает, что в чистой воде и в растворе любого электролита произведение концентраций Н⁺ и ОН^- есть величина постоянная при постоянной температуре, а сами концентрации являются сопряженными величинами, т.е. уменьшение одной вызывает увеличение другой и наоборот.

Величины концентраций Н⁺ и ОН^- определяют кислотность или основность среды. В чистой воде с(Н⁺)=с(ОН^-) и исходя из данного выражения может быть найдена как 10^-7 моль·дм^-3, исходя из этого

все среды классифицируют:

1. Нейтральная среда [H⁺]=10^-7 моль·дм^-3

2. Кислая среда [H⁺]>10^-7 моль·дм^-3

3. Щелочная среда [H⁺]<10^-7 моль·дм^-3

Характеризовать кислотность среды числами с открытыми показателями степеней неудобно, поэтому в 1909г было введено понятие водородный показатель среды - pH. рН равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода в растворе:

рН=-lg[H⁺]

рН=-lgC(H⁺)

pOH равен отрицательному десятичному логарифму концентрации гидроксид-анионов воды:

pOH=-lgC(OH^-)

[H⁺]·[OH^-]=10^-14 (-lg)

(-lg[H⁺]+(-lg[OH^-])=-lg10^-14

pH+pOH=14 – уравнение ионного произведения воды.

По величине водородного показателя характеризуют кислотность среды:

1. рН=-lg 10^-7=7 - нейтральная среда. рОН=7;

2. рН<7 - кислая среда;

3. рН>7 - щелочная среда.

В биологических объектах инвиво необходимо учитывать Т=37 С. При этом уравнение ионного произведения воды имеет вид:

К_в³⁷=[H⁺]×[OH^-]=К_д[H₂O]=-lg2,3·10^-14=13,6, поэтому кислыми считаются биологические среды с рН<6,8, а щелочными - с рН>6,8.

При определениях кислотности среды используют медицинский алгоритм:

1. С(НCl)=0,01 моль·дм^-3. Определить рН раствора.

HCl«H⁺+Cl^-

C(H⁺)=10^-2 моль·дм^-3

PH=-lg10^-2=2

2. C(NaOH)=0,01 моль·дм^-3. Определить рН раствора.

NaOH«Na⁺+OH^-

C(NaOH)=10^-2 моль·дм^-3

pOH=-lgC(OH)=-lg10^-2=2

pOH+pOH=14; pH=14-pOH; pH=12

3. pH=4. Определить С(Н⁺) и С(ОН^-)

рН=-lgC[H⁺]

lgC[H⁺]=-pH

C[H⁺]=10^-pH

C[H⁺]=10^-4 моль·дм^-3

C(ОН^-)=10^-14/C(H⁺)=10^-14/10^-4=10^-10 моль·дм^-3

Все вышеописанное относится к теории разбавленных растворов сильных электролитов. Для теории слабых электролитов учитывают активность ионов в растворе и различают три вида кислотности:

ü активную - характеризует активную концентрацию свободных протонов в растворе;

ü потенциальную (резервная) - характеризует количество связанных протонов в молекулах непродиссоциировавших кислот.

ü общую - сумма активной и потенциальной кислотностей.

СН₃СООН«Н⁺+СН₃СОО^- (a<3%)

Активную кислотность определяют только Н⁺, но их мало, т.к. a<3%.

Потенциальная - определяется количеством связанных протонов в непродиссоциировавших молекулах уксусной кислоты.

Общая кислотность - сумма активной и потенциальной кислотностей. Определяется титрованием щелочью, а рН такого раствора является мерой активной кислотности среды и рассчитывается по уравнению:

рН=-lgaH⁺

Активная кислотность определяется потенциометрически. По разнице между общей и активной кислотностями определяют резервную кислотность. Свободные протоны и молекулы кислот инвиво имеют разнообразную физиологическую активность, поэтому в биохимических исследованиях учитывают все виды кислотностей.

Т.о. pH – это мера активности кислотности среды.

 

Буферные системы.

Одним из важнейших свойств веществ внутренней среды организмов является постоянство pH, которое необходимо для сохранения оптимальных условий обменных процессов, происходящих в организме. Постоянство pH внутренних сред организма поддерживается наряду с физиологическими механизмами буферными системами.

Буферными называются системы, состоящие из двух сопряженных компонентов, способных до определенного предела противодействовать изменению pH при добавлении к ним некоторого количества сильной кислоты или щелочи, а также при разбавлении или концентрировании.

Способность буферных систем стойко сохранять постоянство значений pH называют буферным действием. Буферными свойствами обладают системы, состоящие из раствора слабой кислоты и ее соли с сильным основанием, или из раствора слабого основания и его соли с сильной кислотой. По названию слабого электролита дается название буферной системе. Роль слабого электролита выполняет либо слабое основание, либо слабая кислота. Роль сильного электролита выполняет соль буферной кислоты или буферного основания.

Различают кислые и основные буферные системы. С точки зрения протолитической теории

кислыми называются буферные системы, состоящие из слабой кислоты и сопряженного с ней избытка основания, создаваемого солью этой кислоты. Примером кислой буферной системы служит ацетатный буфер: {CH₃COOH; CH₃COONa (в столбик).

Основными считаются буферные системы, состоящие из слабого основания и сопряженного с ним избытка кислоты, который создается солью этого основания. Примером основной буферной системы может служить аммиачный буфер: {NH₄OH; NH₄Cl.

Буферными свойствами обладают также гидрокарбонатный буфер {H₂CO₃; NaHCO₃, фосфатный буфер {Na₂HPO₄; NaH₂PO₄ или {K₂HPO₄; KH₂PO₄ и многие другие.

Буферные системы в растворенном состоянии образуют буферные растворы. Буферные растворы обладают всеми свойствами буферных систем, но, в отличие от буферных систем, буферные растворы могут быть многокомпонентными, т.е. содержать в своем составе несколько буферных систем. Так, в крови человека насчитывается шесть буферных систем.