Роль рН в биологических жидкостях организма

Синтез, распад и взаимопревращения (метаболизм) химических соединений в организме осуществляется с помощью белков-ферментов. Их насчитывается примерно 2 тысячи.

Ферменты наиболее активны в пределах узкой зоны рН и соответствуют области физиологических значений.

ферменты	рН
Крови ((холинэстераза, фосфатаза)	7,37
Слюны (амилаза)	6,9-7,8
Сока поджелудочной железы (липаза, трепсин)	85
Желудочного сока (пепсин)	1,5-2,5

Подсчитано, что в процессе метаболизма ежесуточно в организме образуется большое количество кислых продуктов. Это может привести к сдвигу рН крови, различных тканевых жидкостей мозга, печени, почек и др., что резко отразится на активности ферментов. Например, сдвиг рН крови на 0,4 единицы приводит к летальному исходу, рН слюны меньше 5 единиц способствует развитию кариеса.

Постоянство рН различных биологических жидкостей обеспечивается благодаря наличию в организме многочисленных регулирующих систем: легкие , кишечник, почки, кожа и др.

Буферные растворы

Буферными растворами называются растворы, сохраняющие неизменными значения рН, при разбавлении или добавлении в них небольшого количества сильной кислоты и щелочи.

Буферные растворы.

Для поддержания определенной величины pH в исследуемом растворе пользуются буферными системами. Это растворы, которые способны сохранять величину pH сравнительно постоянной при введении в раствор дополнительных объемов кислоты или щелочи.

Если в раствор сильной кислоты вводить соответствующий объем раствора щелочи, то в результате реакции концентрация H⁺ будет быстро снижаться, а величина pH расти. В ряде случаев это неприемлемо.

При многократном разведении раствора сильной кислоты или щелочи концентрация pH-определяющих ионов будет быстро изменяться. Для замедления этого изменения также используют буферные растворы.

Буферными обычно являются растворы, которые в качестве компонентов содержат слабую кислоту и ее соль или слабое основание и его соль, а также смеси солей многоосновных кислот различной степени замещения.

Состав буферной смеси (1:1)	Название смеси	pH
HCOOH + HCOONa	Формиатная смесь	3,8
CH3COOH + CH3COONa	Ацетатная смесь	4,7
NaH2PO4 + Na2HPO4	Фосфатная смесь	6,6
NH4OH + NH4Cl	Аммиачная смесь	9,25

Способность буферных систем поддерживать постоянство pH основана на том, что одна составная часть буферной системы может взаимодействовать с ионами H⁺, а другая – с ионами OH^-. Вследствие чего буферная смесь может связывать как ионы водорода, так и гидроксил-ионы приливаемых кислот и оснований, и до определенного предела сохранять постоянство величины pH.

Буферная емкость характеризует количество моль-эквивалентов сильной кислоты или сильного основания, которые нужно добавить к 1л буферного раствора, чтобы изменить его pH на единицу. Буферная емкость тем выше, чем выше концентрация компонентов буферного раствора и чем ближе соотношение концентраций компонентов буферного раствора к единице.

Поведение ацетатного и фосфатного буферных растворов при введении сильной кислоты.

При прибавлении к ацетатной буферной смеси раствора сильной кислоты протекает реакция между ацетат ионом и ионами водорода кислоты, что можно выразить уравнением:

CH₃COONa + HCl«CH₃COOH + NaCl

CH₃COO^- + H⁺®CH₃COOH

Сильная кислота замещается слабой уксусной кислотой, посылающей в раствор ничтожно малое количество ионов водорода.

В случае фосфатной буферной смеси ионы водорода сильной кислоты связываются с гидрофосфат ионом с образованием дигидрофосфат иона который слабо диссоциирует и незначительно влияет на величину pH.

Na₂HPO₄ + HCl« NaH₂PO₄ + NaCl

HPO₄^2- + H⁺« H₂PO₄^-

Поведение ацетатного и фосфатного буферных растворов при введении сильного основания.

При добавлении к ацетатной буферной смеси сильного основания пойдет реакция нейтрализации уксусной кислоты:

CH₃COOH + NaOH® CH₃COONa + H₂O

H⁺ + OH^-® H₂O

В фосфатной буферной смеси роль слабой кислоты, нейтрализующей избыток гидрооксид ионов, играет дигидрофосфат-ион:

NaH₂PO₄ + NaOH®Na₂HPO₄ + H₂O

H₂PO₄^- + OH^-®HPO₄^2- + H₂O

В качестве буферных смесей применяют смеси:

СН₃СООН и СН₃СООNa (ее соли) ацетатная буферная смесь.

NH₄OH и NH₄Cl аммонийная буферная смесь.

Фосфатная буферная смесь: одно- или двузамещенные соли фосфорной кислоты:

NaH₂PO₄ ,Na₂HPO₄

Кислота соль.

Почему введение буферной смеси поддерживает рН в растворе?

1. СН₃СООН  СН₃СОО^- + Н⁺ К_а = 1,75∙10^-5

2. СН₃СООNa СН₃СОО^- + Na⁺диссоциирует нацело.

При добавлении HCl :HClH⁺ + Cl^-

в соответствии с принципом Ле-Шателье (1) реакция идет в обратную сторону.

При добавлении соляной кислоты, которая нацело диссоциирует на катионы водорода и хлорид-ионы, концентрация Н⁺ возрастает. Поэтому в соответствии с принципом Ле-Шателье равновесие смещается в сторону недиссоциированных молекул уксусной кислоты. Поэтому рН раствора будет неизменным. Изменение концентрации [H⁺] будет значительно слабее изменения концентрации кислоты .

Введем в смесь NaOH. NaOHNa⁺ + OH^-.

В случае введения щелочи концентрация кислоты несколько уменьшается из-за Н⁺+ОН^-, которые выводятся из сферы реакции. А изменение рН не происходит.

Для характеристики эффективности буферных растворов введено понятие буферной емкости, обозначается .  – это количество моль-эквивалентов сильной кислоты или сильной щелочи, которое нужно ввести в 1 литр буферного раствора, чтобы изменить водородный показатель на единицу.

СН₃СООН + NaOH СН₃СООNa + Н₂О

 = 1.

Рассмотрим ацетатный буфер.

 = изменение концентрации аниона

 = -изменение концентрации кислоты, знак минус означает, она убывает.

СН₃СООNa + НCl СН₃СООН + NaCl

П = -изменение концентрации аниона, знак минус означает, она убывает.

 =изменение концентрации кислоты.

Всегда ценно найти раствор, в котором буферная емкость мкасимальна. Необходимо знать зависимость буферной емкости от концентрации компонентов буферной системы, константу диссоциации слабой кислоты или слабого основания, входящих в состав буферной смеси.

Для расчета буферной емкости (без вывода)

 = 2,3 или = 2,3

с учетом, что рН = -lg[H⁺]

С_буф= С_НА + С_А-.

Далее приравниваем -=0, т.е. находим максимум по кислоте и находим рН, при котором максимальна,т.е.

Представления о кислотах и основаниях

С появлением теории электролитической диссоциации возникла возможность классификации кислот и основании. Согласно представлениям Аррениуса кислотой следует считать электролиты, которые при диссоциации образуют ионы водорода, а основанием — вещества, образующие в водном растворе ионы ОН^-.Вещества, которые в водных растворах способны в зависимости от условий высвобождать как Н⁺, так и ионы ОН^-, называются амфотерными. Определения Аррениуса явились важной основой для дальнейшего развития теории кислот и оснований. Однако эти определения имеют ряд существенных недостатков, основным из которых следует считать ограниченность их применения только к водным растворам электролитов.

Определение Бренстеда — Лоури. Данная система представлений характеризует кислоты как вещества, высвобождающие протоны (доноры протонов), а основания — как вещества, способные соединяться с протонами (акцепторы протонов). Из этого следует, что реакция нейтрализации сводится к переносу протонов от кислоты к основанию. Такая взаимосвязь между кислотами и основаниями может быть выражена уравнениями, сумма которых представляет собой реакцию нейтрализации

А₁↔В₁+ Н⁺

к о п

В₂ + Н⁺ ↔ А₂

о п к

А₁ + B₂ ↔ А₂ + В₁

к о к о

Таким образом, реакция нейтрализации может рассматриваться как процесс, в котором осуществляется конкуренция за обладание протоном.

СНзСООН ↔ Н⁺+СНзСОО^-

Из представлений Бренстеда — Лоури следует, что вода, как и другие вещества, способные не только отдавать, но и принимать к себе протоны, обладает амфотерными свойствами.

Согласно представлениям Бренстеда — Лоури сила кислоты определяется к о н с т а н т о й кислотности К_а. Исходя из равновесия: HA↔Н⁺ + А^-

К_а=С(Н⁺)*С(А^-)/С(НА)

Для осуществления этого равновесия в растворе необходимо присутствие акцептора протона, благодаря которому осуществляется переход протона от кислоты к основанию:

НА + В^- ↔ НВ + А

к о к о

Реакции данного типа называются протолитическими, количественная сторона которых характеризуется константой равновесия (константой протолиза):

К_п = С(НВ)С(А^-)/С(В^-)С(НА)

Значения К для НА и НВ можно определить следующим путем:

К₁= С(Н⁺)*С(А^-)/С(НА), К₂ = С(Н⁺)*С(B^-)/С(НB)

Тогда Кп = К₁/К₂

Сила основания определяется константой основности К_b, которая соответствует равновесию

ВОН↔В⁺+ОН^-

К_b=С(OН^-)*С(B⁺)/С(BOН)

Определение Льюиса. Льюис предложил более общее определение: кислота — это вещество, которое акцептирует электронную пару; основание — это вещество, которое предоставляет электронную пару.

Взаимодействие между кислотой и основанием, согласно этому определению, заключается в возникновении ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму:

H₃N: + A1C1₃ → H₃N⁺ + AlCl₃^-

Аммиак, имеющий неподеленную пару электронов, является основанием, а координационно-ненасыщенная молекула А1С1₃ — кислотой. На основании определений Льюиса все обычные лиганды (NH₃, CN^-, F^-, Cl^- и др.) можно рассматривать как основания, а все ионы металлов — как кислоты. Степень сродства иона металла к лиганду называют льюисовской кислотностью, а тенденция лиганда образовывать связи с ионом металла называется льюисовскойосновностью. Силы кислот и оснований Льюиса могут меняться в зависимости от природы партнера.