10

З А Н Я Т И Е N 7

ТЕМА: Кислотно-основное равновесие.

Водородный показатель рН.

Буферные растворы. Буферные системы крови

1. ЗНАЧИМОСТЬ ТЕМЫ: Поддержание кислотно-основного и элект­ролитного равновесия в тканях, биологических жидкостях крайне важно для нормального функционирования организма. Изменение электролитного состава приводит к изменению реакции среды биоло­гических жидкостей. Во-первых, ионы Н⁺ оказывают каталитическое действие на многие биохимические превращения. Во-вторых, ферменты и гормоны проявляют биологическую активность только в строго оп­ределенном интервале значений рН (например, фермент пепсин, участвующий в расщеплении пищи в желудке, активен только при рН = 1,5). В-третьих, даже небольшие изменения концентрации ионов Н⁺ ощутимо влияют на величину осмотического давления в этих жидкос­тях. Поддержание постоянного рН в крови и тканевых жидкостях ре­гулируется с помощью нескольких буферных систем. Одним из спосо­бов диагностики заболеваний является определение рН желудочного сока, крови, мочи.

2. ЦЕЛЬ: Ознакомить студентов-медиков с основными положения­ми теории электролитической диссоциации, с теориями сильных и слабых электролитов, а также с ролью электролитов в организме че­ловека. Сформировать представления о кислотно-основном равновесии в организме человека и биологических буферных системах, поддержи­вающих кислотно-основной гомеостаз.

3. ЗАДАЧИ: после изучения темы

а) студент должен знать:

- основные положения теории электролитической диссоциации;

- понятие о сильных и слабых электролитах;

- понятие о буферных растворах;

- механизм действия буферных растворов;

- буферные системы организма.

б) студент должен уметь:

- решать расчетные задачи по вычислению степени диссоциации, концентрации ионов водорода и рН растворов сильных электролитов;

- решать расчетные задачи по вычислению степени диссоциации, концентрации ионов водорода и рН растворов слабых электролитов;

- решать расчетные задачи на вычисление рН буферных раство­ров.

в) приобрести практические навыки:

- по определению рН сильных и слабых электролитов различными методами;

• по выполнению расчетных задач.

ОСНОВНЫЕ ВОПРОСЫ ТЕМЫ:

1. Кислотно-основное равновесие в растворах.

2. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель и методы его определения.

3. Буферные системы: определение, классификация и механизм действия. Расчет буферных систем.

4. Определение буферной емкости системы. От каких факторов она зависит?

5. Буферные системы крови. Механизм кислотно-щелочного рав­новесия в организме человека.

Теоретические основы кислотно-основного равновесия

Согласно ионной теории КИСЛОТЫ - соединения, которые при электролитической диссоциации в водном растворе образуют ионы во­дорода Н⁺:

НАи ↔ Н⁺ + Аи¯

ОСНОВАНИЯ - соединения, которые при электролитической диссо­циации в водном растворе образуют ионы гидроксила ОН^¯:

KtОН ↔ Kt⁺ + ОН^-

Рассматривая кислотно-основные равновесия в водных растворах в дальнейшем будем считать их приближающимися к идеальным раство­рам, т.е. активностью ионов пренебрегаем (а → с).

Тогда в соответствии с законом действующих масс:

[Н⁺] ^. [Аи^¯]

К (НАи) = (1)

[НАи]

[Kt⁺] ^. [ОН^¯]

К (KtОН) = (2)

[KtОН]

Вода проявляет как слабые кислотные, так и основные свойства (амфолит): Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^¯,

[H⁺] ^. [ОН^¯]

т огда К _Н2О = (3)

[Н₂О]

При 25^оС К(Н₂О) = 1,8^.10^-16 (может быть вычислен по элект­ропроводности воды). Можно считать, что С (Н₂О) - величина посто­янная и равна 55,58 моль/л. Следовательно:

К_Н2О ^. [Н₂О] = 1,8^.10^{-16 .} 55,58 = 10^-14

Обозначим К_Н2О ^.[Н₂О] = К_W, где К_W - ионное произведение воды - величина постоянная при данной температуре не только для чистой воды, но и для разбавленных водных растворов любых веществ.

К_W = [Н⁺] ^. [ОН^¯] = 10^-14 (при 25^оС) (4)

К_W дает возможность рассчитать концентрацию Н⁺ при известной концентрации ОН^- и наоборот.

Д ля чистой воды (среда нейтральная):

[Н⁺] = [ОН^¯] = K_w = 10^-7 моль/л

Если [Н⁺] выше 10^-7 моль/л, а [ОН^¯], соответственно, ниже, то среда кислая и наоборот.

При расчетах [Н⁺] удобнее выражать через ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗА­ТЕЛЬ рН - отрицательный десятичный логарифм молярной концентрации ионов водорода в растворе: рН = -lg [Н⁺],

соответственно, рОН = - lg[ОН^¯] и рН + рОН = 14 (5)

Величиной рН пользуются для характеристики разбавленных вод­ных растворов. рН < 7 - среда кислая; рН = 7 - нейтральная; рН > 7 - щелочная.

Для приблизительного определения рН среды служат кислот­но-основные ИНДИКАТОРЫ - слабые органические кислоты или основа­ния, ионные и молекулярные формы которых имеют различную окраску, указывающую на рН среды. Например, в растворе индикатора метило­вого оранжевого устанавливается равновесие:

НInd ↔ Н⁺ + Ind^¯,

^{красный желтый}

смещающееся в зависимости от рН среды.

Универсальный индикатор - это смесь нескольких индикаторов, интервал перехода окраски которых охватывают шкалу рН от 1 до 14. Точность определения рН не превышает 0,5 единиц рН.

БУФЕРНЫМИ называют растворы, поддерживающие определенную концентрацию ионов водорода (рН) при разбавлении и незначительно изменяющие ее при добавлении небольших количеств сильных кислот или щелочей. К ним относятся:

1. Растворы, содержащие слабую кислоту и соль этой кислоты и сильного основания (СН₃СООН + СН₃СООNa);

2. Растворы, содержащие слабое основание и соль этого осно­вания и сильной кислоты (NH₄OH + NH₄Cl);

3. Растворы, содержащие смесь солей слабых многоосновных кислот (Na₂HPO₄ + NaH₂PO₄);

4. Растворы, содержащие смесь средней гидролизующейся соли и кислой соли этой же кислоты (NaHCO₃ + Na₂CO₃).

Расчет рН буферного раствора производят по формулам:

соль

р Н = рК_а + lg - для буферной смеси, образованной (6)

кислота слабой одноосновной кислотой и ее солью

основание

р Н = 14 – рК_b+ lg - для буферной cмеси, образован- (7)

соль ной слабым однокислотным

основанием и его солью

Покажем, что буферная смесь, например, СН₃СООН + СН₃СООNa, обладает способностью в определенных пределах поддерживать посто­янным рН раствора.

При прибавлении щелочи произойдет реакция:

СH₃COOH + NaOH → CH₃COONa + H₂O,

при этом происходит связывание ионов ОН^¯.

При добавлении кислоты протекает реакция:

HCl + CH₃COONa → CH₃COOH + NaCl,

т.е. происходит связывание ионов Н⁺.

рН буферного раствора зависит от соотношения концентраций соли и кислоты. Изменяя это отношение можно получить буферный ряд, т.е. серию растворов с последовательно меняющейся величиной рН.

БУФЕРНОЙ ЕМКОСТЬЮ называется количество вещества эквивалента сильной кислоты или щелочи (моль), необходимое для смещения рН 1 л буферного раствора на одну единицу.

Δ b

В = ,

рН₁ – рН₀

где Δ b - количество добавленной щелочи или кислоты;

рН₀ - водородный показатель исходного буферного раствора;

рН₁ - водородный показатель буферного раствора после прибав­ления сильной кислоты или щелочи.

Буферная емкость раствора тем выше, чем больше концентрации компонентов и чем меньше эти концентрации различаются между собой.

Разбавление раствора не влияет на изменение рН, но сильно влияет на величину буферной емкости.

Поддержание постоянного уровня рН в крови и тканевых жидкос­тях достигается благодаря наличию нескольких буферных систем. Важнейшие из них:

1. Гидрокарбонатная буферная система характеризуется равно­весием молекул слабой угольной кислоты с образующимися при ее диссоциации гидрокарбонат-ионами:

НСО₃^¯ + Н⁺ ↔ Н₂СО₃ (1а)

НСО₃^¯ + Н₂О ↔ Н₂СО₃ + ОН^¯ (1б)

В организме угольная кислота образуется при гидратации СО₂ - продукта окисления органических веществ:

СО₂ + Н₂О ↔ Н₂СО₃

Процесс ускоряется ферментом карбоангидразой.

2. Фосфатная буферная система характеризуется равновесием:

HPO₄^2- + H⁺ ↔ H₂PO₄^¯ (2а)

НРО₄^2- + Н₂О ↔ Н₂РО₄^¯ + ОН^¯ (2б)

3. Буферная система оксигемоглобин-гемоглобин, на долю кото­рой приходится приблизительно 75% емкости крови, характеризуется равновесием между ионами гемоглобина Нb^¯ и самим гемоглобином ННb (очень слабая кислота, К_ННb = 6,3^.10^-9; рК_ННb = 8,2):

Нв^- + Н ⁺ ↔ ННb (3а)

Нb^¯ + Н₂О ↔ ННb + ОН^¯ (3б)

а также между ионами оксигемоглобина НbО₂^¯ и самим оксигемоглоби­ном ННbО₂ (более сильная кислота, чем ННb кислота - К (ННbО₂) = 1,12^.10^-7, рК (ННbО₂) = 6,95):

НbО₂^¯ + Н⁺ ↔ ННbО₂ (3в)

НbО₂ + Н₂О ↔ ННbО₂ + ОН^¯ (3г)

Гемоглобин и оксигемоглобин связаны равновесием:

ННb + О₂ ↔ ННbО₂

При поступлении в кровь сильных кислот значительная часть ионов Н⁺ тотчас же связывается с ионами НСО₃^¯, НРО₄^2-, Нb^¯ и НbО₂^¯ согласно уравнениям:

NaHCO₃ + HCl ↔ H₂CO₃ + NaCl

Na₂HPO₄ + HCl ↔ NaH₂PO₄ + NaCl

КНb + HCl ↔ ННb + KCl

NaHbО₂ + HCl ↔ ННbО₂ + NaCl

Эти же буферные системы ограничивают возрастание рН при пос­туплении в кровь щелочей. Ионы гидроксила взаимодействуют со свободными Н₂СО₃, ННb, ННbО₂ и ионами дигидрофосфата по схемам:

H₂CO₃ + NaOH ↔ NaHCO₃ + H₂O

NaH₂PO₄ + NaOH ↔ Na₂HPO₄ + H₂O

HНb + NaOH ↔ NaНb + Н₂О

ННbО₂ + NaOH ↔ NaНbО₂ + Н₂О

Таким образом, все буферные системы крови и тканевых жид­костей образуют единую взаимосвязанную систему.