Механизм буферного действия.

Механизм буферного действия заключается в способности буферных систем поддерживать постоянство pH за счет того, что избыток протонов H⁺ или гидроксид-анионов OH^-, поступающих в организм, связывается буферными компонентами в слабодиссоциирующие соединения. Рассмотрим механизм буферного действия на примере ацетатного буфера:

{CH₃COOH«CH₃COO^-+H⁺; CH₃COONa«CH₃COO^-+Na⁺.

При добавлении соляной кислоты к ацетатному буферу происходит взаимодействие соляной кислоты с одним из компонентов, в частности, с ацетатом натрия CH₃COONa:

HCl+CH₃COONa= CH₃COOH+NaCl.

Т.е. избыточные протоны H⁺ соляной кислоты свяжутся в слабодиссоциирующую уксусную кислоту и pH почти не изменится.

Если к этой же буферной системе прибавить основание, то в реакцию вступает уксусная кислота CH₃COOH, т.е. избыточные гидроксид-ионы OH^- сильного основания свяжутся в слабый электролит (воду) и pH почти не изменится:

CH₃COOH +NaOH= CH₃COONa+H₂O

Способность буферных растворов сохранять свои буферные свойства зависит от константы диссоциации и концентрации буферных компонентов. Эта зависимость выражается уравнением Гендерсона-Гассельбаха.

Выведем уравнение Гендерсона-Гассельбаха для кислых буферных систем на примере ацетатного буфера {CH₃COOH; CH₃COONa. Из состава этой системы видно, что pH ее зависит от константы диссоциации CH₃COOH - слабого электролита: CH₃COOH«CH₃COO^-+H⁺. К процессу диссоциации слабой уксусной кислоты можно применить закон действующих масс и записать выражение для константы диссоциации:

K_дисс=([CH₃COO^-]·[H⁺])/[CH₃COOH].

Прологарифмируем обе части этого уравнения и умножим на (-1). В результате определим выражение для pH уксусной кислоты: -lgK_дисс=-lg[H⁺]-lg([CH₃COO^-]/[CH₃COOH]). pK=pH-lg([CH₃COO^-]/[CH₃COOH])

Отсюда получаем уравнение Гендерсона-Гассельбаха:

pH=pK+lg([CH₃COO^-]/[CH₃COOH]).

Чтобы найти pH буферного раствора, нужно учесть присутствие соли ацетата натрия CH₃COONa в этом растворе. В присутствии соли CH₃COONa диссоциация уксусной кислоты сильно подавлена (из 10 000 ее молекул диссоциирует только одна). Поэтому равновесная концентрация кислоты практически равна общему содержанию кислоты в растворе. Учитывая это, запишем:

[CH₃COOH]=[кислота]

[CH₃COO^-]=[соль]

Тогда: pH=pK+lg([соль]/[кислота]). Из уравнения видно, что pH не зависит от концентрации соли и кислоты, а зависит от соотношения концентраций соли и кислоты. Это соотношение называют буферным отношением. Буферный раствор сохраняет постоянство pH до тех пор, пока сохраняется постоянным буферное отношение. Если же буферное отношение изменить так, чтобы увеличить или уменьшить pH на единицу, то буферный раствор потеряет свою способность противодействовать изменению pH.

При добавлении к буферной системе кислоты буферное отношение уменьшится, и при каком-то количестве кислоты станет равным 1/10. Тогда pH уменьшится на единицу: pH=pK+lg(1/10), Þ pH=pK-1. При добавлении щелочи буферное отношение увеличится, и как только буферное отношение станет равным десяти, pH увеличится на единицу, и буферный раствор потеряет свои свойства: pH=pK+lg10, lg10=1 Þ pH=pK+1.

Интервал значений pH, в пределах которых буферный раствор противодействует изменению pH, т.е. сохраняет свои свойства, называют зоной буферного действия. Она рассчитывается по формуле: pH=pK±1. Т.о., зона буферного действия зависит от константы диссоциации слабого электролита. Для ацетатного буфера К_д=1,75·10^-5, тогда pK=-lgK_д=4,76; зона буферного действия ацетатного буфера pH=3,76-5,76 (за этими пределами система не обладает буферными свойствами). Теоретический расчет зоны буферного действия позволяет теоретически подобрать буферный раствор для исследования биологических объектов.

Чтобы изменить pH буферного раствора на единицу, необходимо добавить к нему определенное количество кислоты или щелочи. Для выяснения вопроса о количестве прибавляемой кислоты или щелочи, вводят понятие буферной емкости (обозначается b).

Буферная емкость показывает, сколько моль эквивалентов кислоты или щелочи нужно прибавить к 1 литру буферного раствора, чтобы изменить pH на единицу.

b=(V·C((1/Z)X))/(DpH·V₁)

Где V₁ – объем буферного раствора, к которому прибавляется кислота или щелочь (1 дм³),

DpH=1. Подставив эти значения, получим формулу:

b=V·C((1/Z)X).

Буферная емкость зависит от концентраций буферных компонентов и от их природы. Наибольшей емкостью обладают концентрированные растворы, а с разбавлением буферная емкость уменьшается. Буферная емкость максимальна, если буферное отношение равно единице, а pH=pK.

Биологическая роль буферных систем.

Буферные системы действуют в живых организмах, поддерживая постоянство pH. Так, несмотря на то, что в течение суток вследствие обменных процессов и с пищей в организм поступает примерно 2 литра 1н. (1н. соляная кислота - т.е. кислота с молярной концентрацией эквивалента кислоты, равной 1 моль·дм^-3) соляной кислоты, pH в организме практически не меняется. Буферные системы обеспечивают оптимальные условия обменных процессов, действие ферментов. В отличие от лабораторных буферных растворов, pH буферных систем организма регулируется не только химическим, но и физиологическим путем. Биологические буферные системы вне организма сохраняют способность регулировать свое значение pH. Это свойство используется в диагностике ряда заболеваний.

Буферные системы крови.

Кровь - это сложный раствор, содержащий несколько буферных систем. Рассмотрим буферные системы крови в порядке уменьшения их буферной емкости.

1. Гемоглобиновая буферная система {HHb«H⁺+Hb^-; KHb«K⁺+Hb ^- обладает самой большой величиной буферной емкости. Действует в эритроцитах крови. Ее буферная емкость (b) составляет 75% от всей буферной емкости крови.

2. Оксигемоглобиновая буферная система {HHbO₂«H⁺+HbO₂^-; KHbO₂«K⁺+HbO₂^- имеет такую же величину буферной емкости, как и гемоглобиновая буферная система. Оксигемоглобин, образующийся в легких при взаимодействии гемоглобина с кислородом, переносится артериальной кровью в капиллярные сосуды, откуда попадает в ткани. На освобождение кислорода из оксигемоглобина HHbO₂ влияет присутствие угольной кислоты H₂CO₃, которая стимулирует реакцию распада HHbO₂ на гемоглобин HHb и кислород О₂. Гемоглобин HHb дальше диссоциирует на катионы водорода H⁺ и анионы Hb^-, которые затем реагируют с угольной кислотой: Hb^-+H₂CO₃= HHb+HCO₃^-. Образующиеся гидрокарбонат-ионы HCO₃^- проходят через мембраны и уносятся током крови. Обогатившаяся гемоглобином и содержащая в себе углекислый газ CO₂, венозная кровь возвращается в легкие, где происходит обогащение гемоглобина кислородом: HHb+O₂«HHbO₂, освобождающиеся при этом катионы водорода связываются с гидрокарбонат-ионами HCO₃^- с образованием угольной кислоты, которая распадается на CO₂ и воду. Образующийся CO₂ удаляется в атмосферу за счет легочной вентиляции.

3. Белковая буферная система {Hprot; NaProt. Буферная емкость этой системы в 10 раз меньше, чем гемоглобиновой. Действует в плазме крови. Благодаря белковой буферной системе все клетки и ткани организма обладают буферным действием.

4. Эфиры глюкозы и фосфорной кислоты различной степени замещения {Г-PO₃Na₂; Г-PO₃NaH. Она способствует сохранению постоянства pH в организме.

5. Карбонатная буферная система {H₂CO₃«H⁺+HCO₃^-; NaHCO₃«Na⁺+HCO₃^-. Характеризует кислотно-щелочной резерв крови. Действует в плазме крови и в эритроцитах. Имеет незначительную буферную емкость, но играет первостепенную роль в регуляции дыхания.

В медицине кислотно-щелочное равновесие организма оценивают с помощью уравнения Гендерсона-Гассельбаха, выведенного для карбонатного буфера:

pH=pK+lg([HCO₃^-]/[H₂CO₃]).

Опытным путем было найдено, что в крови здорового человека pK=6,11 и pH=7,34-7,36 (эти две константы приведены для запоминания). Если pH крови выходит за пределы pH=7,34-7,36, то наступает смерть. В крови угольная кислота полностью разлагается на CO₂ и воду, поэтому:

[H₂CO₃]=[CO₂]

и [NaHCO₃]=[HCO₃^-]

Тогда рабочая формула крови человека: pH=6,11+lg([HCO₃^-]/[CO₂]).

Измерив pH с помощью прибора, можно рассчитать по этому уравнению величину буферного отношения [HCO₃^-]/[CO₂]. Для нормы [HCO₃^-]/[CO₂]=20/1.

При задержке CO₂ в крови это отношение становится меньше, чем 20:1, т.е., кислотно-щелочное равновесие нарушается в сторону повышения концентрации катионов водорода (повышения кислотности) и организм находится в состоянии ацидоза - это патология. Если pH < 7,34 (крови), то ацидоз некомпенсированный (дыхание ослаблено). При pH=7,34-7,36 ацидоз компенсированный. Если из организма очень быстро выводится CO₂, то буферное отношение становится больше, чем 20:1. В этом случае кислотно-основное равновесие также нарушается с развитием патологического состояния - алкалоза. Если pH>7,36, то алкалоз некомпенсированный (дыхание учащено). Если pH=7,34-7,36, то алкалоз компенсированный. Регуляция этой буферной системы осуществляется через дыхательный центр гипоталамуса. Отклонение в сторону ацидоза или алкалоза свидетельствуют о серьезных нарушениях в организме. Особенно часто происходит сдвиг кислотно-щелочного равновесия у грудных детей, поскольку в этом возрасте органы, принимающие участие в регуляции pH (легкие и почки), либо недостаточно совершенны, либо выполняют физиологические функции с предельной нагрузкой. Так, простое голодание быстро вызывает развитие ацидоза, а даже однократная рвота может привести к алкалозу. Показатели, характеризующие кислотно-щелочное состояние в детском возрасте, мало отличаются от показателей взрослых людей. Ацидоз и алкалоз могут возникать либо в результате поступления в организм через пищевой тракт или органы дыхания избыточных количеств продуктов с повышенной кислотностью или щелочностью, либо в результате патологий организма, связанных с нарушениями обмена веществ, функций дыхания и кровообращения (напр., состояние ацидоза может возникнуть в результате кратковременной остановки сердца). Поскольку в регуляции кислотно-основного состояния крови принимают участие легкие и почки, то различают метаболический и респираторный ацидоз и алкалоз. При нормальной вентиляции легких давление CO₂ в артериальной крови составляет 4,7-5,3 кПа. Респираторные нарушения кислотно-щелочного равновесия крови определяется клинически, а метаболические могут протекать бессимптомно. В этом случае необходим дополнительный лабораторный контроль.

6. Фосфатная буферная система {Na₂HPO₄; KH₂PO₄ действует в организме, присутствует внутри и вне клетки. Дополнительная регуляция создается почками. В зависимости от соотношения этих солей могут быть получены буферные смеси с различными значениями pH (в основном от 5,9 до 7,8). Фосфатные буферные системы часто применяются в лабораторной практике, т.к. их значения pH соответствуют наиболее важным в физиологическом отношении значениям реакций среды организма. Фосфатный буфер имеет наибольшее значение в таких биологических жидкостях, как моча и соки пищеварительных желез.

Т.о., благодаря буферному действию вышеуказанных систем pH крови в норме практически не меняется, несмотря на поступление извне значительных количеств сильных кислот и щелочей.

 

Осмос.

Для растворов характерен ряд свойств, обусловленных главным образом общим количеством частиц растворённого вещества в растворе. Такие свойства растворов называются коллигативными. Важным в биологическом плане свойством растворов является осмотическое давление растворов.

В природе существуют полупроницаемые мембраны, разделяющие растворы различной концентрации. Мембраны имеют разный размер пор и способны пропускать через себя частицы (молекулы или ионы) соответствующего размера, т.е. мембраны обладают избирательностью (селективностью). Большая часть биологических мембран пропускает через поры ионы неорганических веществ, низкомолекулярные частицы органических веществ, но при этом задерживают крупные молекулы высокомолекулярных веществ - белков, полисахаридов, нуклеиновых кислот, жиров.

Различают мембраны:

ü растительного происхождения - оболочка растительной клетки;

ü животного происхождения (стенки кишечника);

ü искусственные мембраны - керамическая пластинка, целофан.

Осмос - явление самопроизвольного перехода, т.е. диффузии, молекул чистого растворителя через полупроницаемую мембрану из раствора с меньшей концентрацией в раствор с большей концентрацией вещества.

Для возникновения осмоса необходимо наличие полупроницаемой мембраны, разделяющей два раствора с различной концентрацией (рис. осмотической ячейки: сосуд с жидкостью, в нем еще один сосуд с жид. более высокой концентрации закрытый полупроницаемой мембраной).

Заполним сосуд водой, в него поместим вертикальный сосуд, снизу закрытый полупроницаемой мембраной и заполненный жидкостью с более высокой концентрацией солей.

В силу существующего в природе стремления всякой системы к возрастанию энтропии и выравниванию свойств начинается процесс самопроизвольного проникновения молекул воды через мембрану из нижнего сосуда в верхний. Это приводит к повышению уровня жидкости в верхнем сосуде. Одновременно возрастает вероятность обратного движения молекул растворителя. В тот момент, когда за единицу времени в двух взаимно противоположных направлениях через мембрану проникает равное количество молекул растворителя, наступает осмотическое равновесие, характеризующееся нулевым изменением энтропии (DS=0) и энергии Гиббса (DG=0). В момент осмотического равновесия уровень жидкости поднимется на максимальное значение (на высоту h) и на полупроницаемую мембрану будет направлено максимальное гидростатическое давление столба жидкости.

Давление, которое необходимо приложить к раствору, чтобы прекратить одностороннее проникновение в него молекул чистого растворителя, называется осмотическим давлением раствора.

Термодинамическое равновесие, наступающее в момент максимального значения осмотического давления, называется осмотическим равновесием раствора.

Осмос не является свойством раствора или растворителя. Это явление, возникающее в системе при наличии градиента концентрации по обе стороны полупроницаемой мембраны. Теоретическое выражение для расчёта величины осмотического давления введено в 1887г. Вант-Гоффом. Он предложил, что частицы вещества в растворе ведут себя аналогично молекулам газа в таком же объёме системы, что позволило ему для оценки состояния системы использовать уравнение Менделеева-Клапейрона:

p·V=(m/М)·R·T

Заменив давление (p) осмотическим давлением раствора p получим уравнение:

p=(m/(M·V))·R·T; т.к. m/(M·V)=c, то p=c·R·T, где:

p - осмотическое давление раствора, Па, кПа, мПа;

m - масса растворённого вещества, г;

М - молярная масса вещества, г·моль^-1;

V - объём, м³ (1 дм³=10^-3 м³);

R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж·моль·^-1К^-1;

Т – температура, К.

Таким образом, осмотическое давление зависит от концентрации вещества в растворе, температуры и не зависит от природы вещества.

Это справедливо только для растворов неэлектролитов. В растворах электролитов осмотическое давление всегда выше, чем осмотическое давление неэлектролита той же концентрации. Это объясняется тем, что электролит диссоциирует на ионы, то есть общее число частиц в растворе увеличивается. Для учёта диссоциации электролита Вант-Гофф ввел понятие изотонического коэффициента электролита (i). Изотонический коэффициент показывает отношение общего числа частиц (молекул и ионов) в растворе электролита к исходному числу молекул растворённого вещества i=N/N₀.

Для неэлектролитов N=N₀, i=1

Для электролитов N>N₀, i>1

Поэтому в уравнение Вант-Гоффа дополнительный множитель: p=i·c·R·T.

Изотонический коэффициент рассчитывается с учётом степени диссоциации электролита и числа дочерних частиц, т.е. ионов, на которые диссоциируют молекулы электролита:

i=1+a(n-1), где:

n - число дочерних частиц;

a - степень диссоциации.

Для электролитов рассчитываем:

NaCl «Na⁺+Cl^-

Это сильный электролит, Þ a®1; n=2.

i_NaCl=1+1=2

AlCl ₃ «Al³⁺+3Cl^-

Это сильный электролит, Þ a®1; n=4.

i_AlCl3=1+1(4-1)=4

Уравнение Вант-Гоффа для этих электролитов имеет вид:

p_NaCl=2·c_NaCl·R·T.

p_AlCl3=4·c_AlCl3·R·T.

Т.о. при условии равенства концентраций и температур, осмотическое давление раствора AlCl₃ будет в 2 раза выше осмотического давления NaCl; если электролиты диссоциируют с одинаковым числом дочерних частиц, то осмотическое давление будет больше в растворе электролита с более высокой степенью диссоциации.