Главная | Обратная связь | Поможем написать вашу работу!

Буферные системы живого организма

Организм человека поддерживает постоянство внутренней среды – гомеостаз. Кислотно-основной гомеостаз означает постоянное значение рН биологических жидкостей: плазма крови – 7,4±0,05; эритроциты – 7,25; желудочный сок – 0,9¸1,1; поджелудочная железа – 7,5¸7,8. Постоянное значение рН необходимо для функционирования ферментов и гормонов, которые проявляют активность только в узком интервале рН (пепсин рН 1, амилаза рН 6,7, трипсин 7,5¸8), для поддержания осмотического гомеостаза, для обеспечения каталитического действия ионов Н⁺.

Особенно важно поддержание постоянства рН крови. Отклонение рН плазмы крови на 0,4 ед. может за собой летальный исход. Отклонение рН в кислотную область называют ацидозом, в щелочную – алкалозом.

Поддержание постоянного уровня рН в крови и тканевых жидкостях достигается с помощью регуляторных механизмов, включающих несколько буферных систем. Основными буферными системами крови являются следующие.

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

H₂CO₃ = H⁺ + HCO₃^-

В организме угольная кислота возникает в результате гидратации диокида углерода – продукта окисления углеводов, белков и жиров.

При ацидозе это равновесие смещается влево и избыток СО₂ через легкие выводится из организма. Ацидоз может быть вызван, например, образованием в мышцах избытка молочной кислоты при интенсивной физической нагрузке.

Ацидоз возникает также в душных помещениях при избытке в воздухе СО₂.

рН гидрокарбонатного буфера определяется уравнением:

рН = pK_a1(H₂CO₃) + lg

Для поддержания нормального значения рН плазмы крови 7,4, соотношение должно быть равно11,2. Так как концентрация гидрокарбонат-ионов в крови существенно выше, буферная емкость гидрокарбонатного буфера в крови по кислоте (40 ммоль/л) значительно больше, чем по щелочи (1-2ммоль/л).

1. Фосфатная буферная система характеризуется равновесием между гидрофосфат- и дигидрофосфат-ионами:

H₂PO₄^- = HPO₄^2- + H⁺

и обусловлена присутствием в основном неорганических фосфатов.

Эта буферная система играет важную роль в поддержании постоянства рН крови, особенно внутриклеточной жидкости эритроцитов. рН фосфатного буфера рассчитывается по формуле:

рН = pK_a₂(H₃PO₄) + lg

и соотношение в плазме крови (рН 7,4) составляет 1,6.

Буферная емкость фосфатной буферной системы ниже, чем гидрокарбонатной: по кислоте – 1-2 ммоль/л, по щелочи – 0,5 ммоль/л.

Белковые буферные системы.

Основными белками крови являются гемоглобин, оксигемоглобин, альбумин. Значение изоэлектрической точки этих белков лежит в интервале 4,9¸6,3, т.е. при физиологическом значении рН они представляют собой анионы, а их буферное действие обеспечивается существованием равновесия:

Это равновесие между ионами гемоглобина Hb^- и самим гемоглобином HHb, являющимся очень слабой кислотой (K_HHb = 6,3×10^-9, pK_HHb = 8,2), а также равновесие между ионами оксигемоглобина HbO₂^- и самим оксигемоглобином HhbO₂, который является несколько более сильной кислотой, чем гемоглобин (K_HHbO₂ = 1,12×10^-7, pK_HHbO₂ = 6,95).

В эритроцитах белковая система гемоглобин-оксигемоглобин тесно связана с гидрокарбонатной буферной системой.

Мощность буферных систем плазмы крови уменьшается в направлении:

гидрокарбонатная (40 ммоль/л) > белковая (3¸10 ммоль/л) > фосфатная (1¸2ммоль/л)

Гидролиз солей

Гидролиз солей – это взаимодействие солей с водой, которое приводит к образованию слабых электролитов.

Гидролиз протекает в том случае, если ионы, образующиеся при диссоциации соли способны вступать в кислотно-основное взаимодействие с водой с образованием слабой кислоты или слабого основания. При этом сдвигается равновесие электролитической диссоциации воды, что приводит к изменению рН раствора.

По характеру гидролиза соли делят на 4 типа.

1. Соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (KCN, Na₂CO₃, Ca(CH₃COO)₂ и др.).

Такие соли гидролизуются по аниону, и реакция среды их растворов – щелочная, например:

KCN + H2O = HCN + KOH

CN-+ H2O = HCN + OH-

Если соль образована анионом слабой многоосновной кислоты, то гидролиз протекает по ступеням, например:

Na2CO3+ H2O = NaHCO3+ NaOH

CO + H2O = HCO3^- + OH-

NaHCO3+ H2O = H2CO3+ NaOH

HCO + H2O = H2CO3+ OH-

2. Соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (NH₄Cl, CuSO₄, Zn(NO₃)₂ и др.).

Такие соли гидролизуются по катиону, и реакция среды их растворов – кислая, например:

NH4Cl + H2O = NH4OH + HCl

NH + H2O = NH4OH + H+

Если соль образована катионом слабого многокислотного основания, то гидролиз протекает по ступеням, например:

ZnCl2+ H2O = ZnOHCl + HCl

Zn2++ H2O = ZnOH++ H+

ZnOHCl + H2O = Zn(OH)2+ HCl

ZnOH++ H2O = Zn(OH)2+ H+

3. Соль образована катионом слабой кислоты и анионом слабого основания (NH₄CN, Fe₂(CO₃)₃, Al₂S₃ и др.).

Такие соли гидролизуются и по катиону, и по аниону, и реакция среды их растворов близка к нейтральной, например:

NH4CN + H2O = NH4OH + HCN

NH + CN-+ H2O = NH4OH + HCN

4. Соль образована катионом сильного основания и анионом сильной кислоты (NaCl, K₂SO₄, Ba(NO₃)₂ и др.).

Такие соли не подвергаются гидролизу, так как ни катион, ни анион такой соли не образует при взаимодействии с водой слабых электролитов. Реакция среды растворов таких солей нейтральная.

Гидролиз большинства солей – это обратимый процесс, к которому применим закон действия масс. Например, для реакции гидролиза KCN

CN-+ H2O = HCN + OH-

можно записать константу равновесия:

Концентрация молекул воды в разбавленных растворах практически постоянна, поэтому величина K [H₂O] также постоянна и называется константой гидролиза К_г. Константа гидролиза зависит от природы соли и температуры и не зависит от концентрации соли.

Для рассматриваемой соли:

Умножим числитель и знаменатель правой части уравнения на [OH^-]:

В полученном выражении

[H⁺][OH^-] = K_w

Таким образом

В общем случае, константа гидролиза соли, образованной катионом сильного основания и анионом слабой кислоты равна отношению ионного произведения воды к константе кислотности слабой кислоты:

Аналогичные рассуждения для солей других типов приводят к следующим соотношениям.

Константа гидролиза соли, образованной катионом слабого основания и анионом сильной кислоты равна отношению ионного произведения воды к константе основности слабого основания:

Константа гидролиза соли, образованной катионом слабого основания и анионом слабой кислоты равна отношению ионного произведения воды к произведению констант диссоциации слабой кислоты и слабого основания:

Анализ полученных уравнений показывает, что чем слабее кислота или основание, анион или катион которых входит в состав соли, тем больше значение константы гидролиза и тем полнее идет гидролиз.

При гидролизе соли по ступеням каждой ступени соответствует своя константа гидролиза. Как было показано выше, гидролиз Na₂CO₃ протекает в две ступени. Первая ступень гидролиза протекает по уравнению:

CO + H2O = HCO3^- + OH-

Умножим числитель и знаменатель полученного выражения на [H⁺]:

или

где - константа кислотности угольной кислоты по второй ступени.

Гидролиз по второй ступени идет до образования угольной кислоты:

HCO + H2O = H2CO3+ OH-

Умножим числитель и знаменатель полученного выражения на [H⁺]:

или

где - константа диссоциации угольной кислоты по первой ступени.

В общем случае, для соли, образованной анионом слабой многоосновной кислоты:

Так как K_a₍₁₎> K_a₍₂₎, то K_г(1)>K_г(2). Поэтому в обычных условиях гидролиз по второй ступени практически не идет и при расчетах им можно пренебречь. Это касается и гидролиза солей образованных катионом слабого многокислотного основания и анионом сильной кислоты, для которых

⇐ Предыдущая 123 4 Следующая ⇒

Воспользуйтесь поиском по сайту: