Биологическая роль водородного показателя среды.

Биологические системы характеризуются определёнными и постоянными значениями рН. Так рН крови в норме составляет 7.36, рН слюны =6,8, рН желудочного сока =1,7, рН мочи=5,8 с возможными незначительными отклонениями в ту или другую сторону.

Постоянство водородного показателя среды является залогом нормальной работы организма, что объясняется следующими причинами:

1) протоны Н⁺ являются катализаторами многих биохимических превращений;

2) ферменты и гормоны проявляют биологическую активность в определённом интервале рН. Так, например, пепсин желудочного сока активен при рН от 1,5 до 2, каталаза (фермент крови) активен при рН=7,3;

3) белковые вещества способны денатурировать при колебаниях рН, что вызывает необратимые изменения в структуре протоплазмы;

4) незначительные изменения концентрации ионов водорода в крови и межтканевых жидкостях вызывают значительные изменения величины давления внутриклеточной жидкости.

Организм человека располагает тонкими механизмами регуляции происходящих в нём физиологических и биохимических превращений, направленных на поддержание кислотно-основного баланса. Это координация называется кислотно-основным гомеостазом. Гомеостаз осуществляется через кровь, тканевую жидкость, лимфу с помощью ферментов, гормонов, при участии нервных регулирующих механизмов.

Пр.: продуктом окисления органических веществ является СО₂, постоянно продуцируемый в кровь, где он связывается в молекулу угольной кислоты, которая диссоциирует, вызывает подкисление крови: СО₂+Н₂О=Н₂СО₃; Н₂СО₃ÛН⁺+НСО₃^-. При уменьшении рН крови на сотые доли происходит раздражение хеморецепторов, которые посылают импульс в дыхательный центр продолговатого мозга. Это, в свою очередь, возбуждает дыхательную мускулатуру. В результате усиливаются процессы вдоха и выдоха, и избыточный СО₂ удаляется из организма.

Отклонения реакции среды в живом организме в кислую сторону называется ацидозом, а в щелочную - алкалозом. Тяжёлое коматозное состояние наступает при колебаниях рН крови порядка 0,3, а отклонение на 0,4 от нормального значения рН вызывают смертельный исход.

Т.о. постоянство рН всех систем организма обеспечивает его нормальную жизнедеятельность, а контроль величины рН даёт возможность выявить патологию и правильно поставить диагноз.

Гидролиз

В растворах солей, образованных сильной кислотой и сильным основанием, реакция среды близка к нейтральной. Однако если в состав соли входит ион слабого электролита, то в растворе соли рН смещается в сторону уменьшения или увеличения. Это объясняется процессом гидролиза солей.

Гидролиз - это реакция обменного разложения соли водой, приводящая к образованию малодиссоциирующего соединения и сопровождающаяся изменением кислотности среды.

Гидролизу подвергаются соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой (NH₄Cl), сильным основанием и слабой кислотой (CH₃COONa), слабым основанием и слабой кислотой ((NH₄)₂S). Гидролиз относится к обменным равновесным процессам, связанным с переносом протонов Н⁺. В прямом направлении это реакция гидролиза, а в обратном – реакция нейтрализации.

Уравнение гидролиза записывается для слабых электролитов:

NH₄⁺+HOH«NH₄OH+H⁺, pH<7

CH₃COO^-+HOH«CH₃COOH+OH^-,pH>7

Если соль образована многоосновной слабой кислотой или многокислотным основанием, то процессы гидролиза идут ступенчато и чаще самопроизвольно заканчиваются на первой ступени, что приводит к образованию кислых или основных солей.

CO₃^2-+HOH«HCO₃^-+OH^-, pH>7

Fe³⁺+HOH«FeOH²⁺+H⁺, pH<7

Количественно изменение кислотности среды в результате гидролиза можно оценить через степень и константу гидролиза.

Степень гидролиза (h) показывает отношение числа молекул соли, подвергшихся гидролизу, к общему числу молекул растворённой соли:

h=(N/N₀)·100%

Степень гидролиза зависит от природы соли, от температуры, от концентрации раствора и от присутствия других электролитов.

Константа гидролиза характеризует состояние химического равновесия в растворе соли, подвергшейся гидролизу; она связана с природой растворённой соли, а именно с константой диссоциации слабого электролита в составе соли.

Пр.:

NH₄Cl«NH₄⁺(слаб. основание)+Cl^-(сильн. кислота)

NH₄⁺+HOH«NH₄OH+H⁺, pH<7

К_р=([NH₄OH][H⁺])/([NH₄⁺][HOH])

Константа гидролиза численно равна произведению двух констант: молярной концентрации воды и константы равновесия протолитической реакции.

К_гидр.=К_р.[Н₂O] (домножаем на OH^- и числитель, и знаменатель)

К_гидр.=([NH₄OH][H⁺][OH^-])/([NH₄⁺][OH^-])

К_в=[H⁺][OH^-]

К_гидр.= К_в/К_{диссоциации слабого электролита в составе соли}

Анализ уравнения показывает, что чем слабее кислота или основание в составе соли, т.е. чем меньше их константа диссоциации, тем выше значения констант гидролиза, а, значит, тем активнее соль подвергается гидролизу. Константа гидролиза зависит от природы электролитов в составе соли, от температуры и не зависит от концентрации раствора соли. Для солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, константа гидролиза определяется следующим выражением:

К_гидр.= К_в/(К_{дис.сл.кислКдис. сл. основ.})