Слесарев. Основы Химии живого

«лярной концентрации (ct) каждого иона на квадрат его заряда (zt):растворе, которая равна полусумме произведений мо­

I - V2 S c (2 (2

Определим взаимосвязь между ионной силой раствора элек­ тролита и его концентрацией в зависимости от числа и заряда ионов в молекуле электролита. Так, для электролита с одноза­ рядными ионами, например NaCl (сф =* с© ** Ссоли)

/ - Х/ 2 (С®’ I2 + С© •I2) “ Ссоли

Для электролита, содержащего двух- и трехзарядные ионы, например A12 (S04 ) 3 (с® - 2сС0ЛИ, се - 3 c^ „)

I = V2 (с® •з2 + се •2 2 ) - 15ССОЛИ

Следовательно, ионная сила раствора сильно возрастает при на­ личии в нем многозарядных ионов.

В очень разбавленных растворах зависимость между коэф­ фициентом активности иона у*, зарядом этого иона г* и ионной силой I описывается уравнением Дебая - Хюккеля:

1 * У<- - * / 2

Из этого соотношения следует, что с увеличением ионной силы раствора коэффициент активности данного иона уменьша­ ется. На практике значения коэффициентов активности ионов в растворах данной концентрации берут из справочных таблиц.

В биологических системах широко распространены межионные взаимодействия, которые сильно зависят от ионной силы растворов, что прежде всего сказывается на значениях констант диссоциации ионогенных групп биологических субстратов, так как они определяются активностями ионов, а не их концентрациями. Незначительное увеличение ионной силы раствора вызывает из­ менение степени ионизованности белков или нуклеиновых ки­ слот, вследствие чего меняется их конформация, а следовательно, и биологические функции. Поэтому при использовании раство­ ров электролитов в биологических экспериментах крайне необ­ ходимо, чтобы их ионная сила была равна ионной силе соответ­ ствующей биологической системы. Так, ионная сила плазмы кро­ ви человека равна 0,15 М, поэтому физиологический раствор - простейший заменитель плазмы крови - должен иметь соответ­ ствующую концентрацию NaCl (0,15 М, или 0,9 %).

Таким образом, ионная сила биологических систем, обуслов­ ленная содержанием в них сильных электролитов, влияет не только на химическую активность ионов, но и на биологическую функцию белков и нуклеиновых кислот, содержащихся в этих системах, что имеет большое значение в практической медицине.

При значительном увеличении ионной силы раствора в нем уменьшается количество свободной воды, не участвующей в гид­ ратации ионов. Другими словами, уменьшается активность воды,

участвующей в процессе гидратации растворенных частиц. Это обстоятельство чрезвычайно важно для биологических систем, так как оно приводит к дегидратации природных полиэлектро­ литов (белков и нуклеиновых кислот), в результате чего вначале изменяется их конформация, а затем происходит даже их выса­ ливание, т. е. выделение белков и нуклеиновых кислот из этих растворов. Влияние ионной силы раствора на растворимость по­ лиэлектролитов имеет большое значение при проведении биохи­ мического эксперимента. Добавление к биологическим жидко­ стям солей позволяет не только выделить белки и нуклеиновые кислоты, но и фракционировать их по молекулярной массе. При постепенном увеличении ионной силы раствора из него вначале выделяются полиэлектролиты с большей молекулярной массой и меньшей гидрофильностью. Для выделения полиэлектролитов с меньшей молекулярной массой и с большей гидрофильностью требуется создать в растворе более высокую ионную силу. При выделении природных полимеров из биологических сред наи­ большее высаливающее действие проявляют анионы солей, так как структура их гидратной оболочки ближе к структуре гидратной оболочки белков и нуклеиновых кислот, чем катионов (см. разд. 6.1). Чем больше заряд аниона и меньше его размер, тем сильнее он гидратируется и тем выше его дегидратирующая способность по отношению к полиэлектролитам. По высаливаю­ щему действию анионы могут быть расположены в следующий ряд:

I- < Вг" < Cl” < NOj < SOf" < c 2 q2-

Усиление высаливающего действия

На практике для выделения белков обычно используют суль­ фат аммония (NH4 )2 S04. Например, для выделения из крови фибриногена (М = 340 ООО) требуется ионная сила 2,9, гемо­ глобина (М = 64 450) - 5,8, а миоглобина (М = 17 800) - 9,6.

7 .4 . ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ И ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ

Вода является очень слабым электролитом. Ее электроли­ тическая диссоциация выражается равновесием:

Константа данного равновесия при 22 °С равна:

Это означает, что из 5,6 •108 молекул воды диссоциирована на ионы только одна. Следовательно, равновесную концентрацию недиссоциированной воды можно считать равной ее исходной

162

молярной концентрации, т. е. числу молей Н2 О в 1 л воды: [Н2 О] = 1000/18 = 55,56 моль/л = const. Объединив две посто­ янные величины Ка и [Н2 О], получим новую постоянную, кото­ рая называется ионным произведением воды Кц2о

* н 20 = * JH 2 0] = [Н+][ОН“] = const

Ионное произведение воды /£н2о - величина постоян­ ная (при данной температуре) для воды и любых вод­ ных растворов, равная произведению концентрации ио­ нов водорода [Н+] и гидроксид-ионов [ОН-].

При 22 °С КН2р - [Н+][ОН“] * KJ[HgO] - 1,82 10" 16 55,56 - 1,0 •10~14

Постоянство ионного произведения воды означает, что в лю­ бом водном растворе - нейтральном, кислом или щелочном - имеются и водородные ионы, и гидроксид-ионы, причем произ­ ведение концентраций этих ионов всегда равно величине Кц2о при данной температуре. Это позволяет рассчитать концентра­ цию ионов Н+ и ОН~ в любых водных растворах, используя следующие уравнения:

Значения -Кн2о возрастают при увеличении температуры:

В чистой воде концентрации ионов водорода и гидроксидионов одинаковы, и при 22 °С их значения равны:

[Н+] = [ОН- ] = i]KHo0 = Vl.O 10~ 1 4 = КГ7 моль/л.

Характер водной среды определяется тем ионом (Н+ или ОН- ), концентрация которого преобладает. Для характеристики кислотности водных сред принято использовать величину мо­ лярной концентрации ионов водорода [Н+] в этих средах.

Нейтральная среда характеризуется равенством концен­ траций ионов водорода и гидроксид-ионов:

[Н+] - [ОН"] = 1,0 •10~ 7 моль/л (при 22 °С). Кислая среда характеризуется соотношением: [Н+] > [ОН-], т. е. [Н+] > 10~ 7 моль/л. Щелочная среда характеризуется соотношением: [Н+] < [ОН-], т. е. [Н+] < 10' 7 моль/л.

На практике реакцию среды в водных растворах принято характеризовать не молярной концентрацией ионов водорода, а водородным показателем.

7 .5 . ВОДОРОДНЫ Й И ГИДРОКСИЛЬНЫ Й ПОКАЗАТЕЛИ (pH И рОН )

Для удобства оценки характера водной среды используют безразмерную величину - водородный показатель pH.

Водородный показатель - количественная характеристика кислотности среды, равная отрицательному десятичному лога­ рифму концентрации свободных ионов водорода в растворе:

pH - -lg [Н+]

Иногда для характеристики водной среды наряду с водород­ ным показателем используют гидроксильный показатель рОН:

рОН - -lg [ОН"]

В любом водном растворе [Н+][ОН~] —1,0 •10~ 1 4 (при 22 °С). Ло­ гарифмируя это выражение, получаем:

lg [Н+] -I- 1g [ОН-] - -14 или pH + рОН - 14

В нейтральной среде водородный показатель равен:

pH - -1g [Н+] - -lg 10" 7 - 7,0

Вкислой среде [Н+] > 10~7, следовательно, pH < 7,0, и чем больше кислотность среды, тем меньше значение pH.

Вщелочной среде [Н+] < 10~7, следовательно, pH > 7,0, и чем больше основность среды, тем больше значение pH.

Вразбавленных водных растворах различных веществ ве­ личина pH изменяется от 0 до 14 (см. табл. 7.2).

Вводных растворах кислот и оснований pH среды зависит от природы и концентрации растворенного вещества. При вы­ числении pH раствора сильной кислоты или сильного основа­ ния необходимо знать молярную концентрацию эквивалента данного вещества и коэффициент активности соответствующего иона (у(Н+) или у(ОН )) в заданном растворе. Для расчетов ис­ пользуют следующие уравнения:

При вычислении pH раствора слабой кислоты или слабого основания необходимо знать молярную концентрацию данного вещества и константу его диссоциации:

164

Таблица 7,2

Водородный показатель pH широко используется для харак­ теристики кислотно-основных свойств различных биологических сред. Значение pH среды оказывает влияние на физико-химичес­ кие свойства и биологическую активность белков и нуклеиновых кислот. Определение pH растворов имеет чрезвычайно важное значение для биологии и сельского хозяйства.

Методы определения pH растворов. Для определения pH растворов используют индикаторный или ионометрический ме­

165

тод. Индикаторный метод применяется в том случае, когда не­ обходимо быстро и приблизительно оценить pH исследуемого раствора. Индикаторным методом нельзя определить pH мутных и окрашенных растворов. Ионометрический метод позволяет определить этот показатель с большей точностью (0,01 ед. pH). С помощью этого метода можно определить pH мутных, окра­ шенных и любых других водных растворов.

Индикаторный метод основан на применении кислотно­ основных индикаторов - веществ, изменяющих свою окраску в зависимости от pH раствора. Кислотно-основные индикаторы - это слабые органические кислоты (или основания), у которых цвет нейтральной (неионизованной) и заряженной (ионизован­ ной) форм различен, а диссоциация протекает по уравнению:

РКа

Поведение индикатора как слабого электролита подчиняется закономерности влияния общего иона Н+. Чем больше концен­ трация водородных ионов, тем равновесие больше смещено в направлении образования молекул Hind, и раствор имеет окра­ ску, соответствующую нейтральной форме индикатора. С умень­ шением концентрации Н+ увеличивается концентрация иони­ зованной формы, и раствор приобретает окраску ионизованной формы Ind- .

Интервал между двумя значениями pH (рНх - рН2 = АрН), в пределах которого в сравнимых количествах (от 1 :10 до 10: 1) существуют обе формы индикатора и происхо­ дит различимое глазом изменение цвета раствора, назы­ вается интервалом перехода окраски индикатора:

АрН = рКа ± 1.

Положение интервала перехода окраски индикатора на шка­ ле pH зависит от величины его рКау т. е. от природы индикато­ ра. В интервале перехода окраски от рНх до рН2 для индикато­ ра наблюдается постепенный переход окраски 1 в окраску 2 и наоборот. Количественно оценить величину pH с помощью дан­ ного индикатора можно только в области перехода его окраски (см. табл. 7.3). В других случаях возможна только качествен­ ная оценка раствора pH < рКа—1 или pH > РКа+ 1 .

Для приблизительной оценки pH растворов (с точностью до единицы pH) применяют универсальный индикатор.

«ных индикаторов, позволяющая определить значение pH от 1 до 10. это смесь кислотно-основ­Универсальный индикатор -

166

Универсальный индикатор обычно нанесен на бумагу. Ее сма­ чивают исследуемым раствором и сравнивают полученную окраску с прилагаемой колориметрической шкалой pH. Этот метод широко используют на практике для быстрого определения pH растворов.

Ионометрический метод определения pH основан на изме­ рении потенциала стеклянного электрода, чувствительного к из­ менению концентрации ионов Н+ в растворе, милливольтмет- ром-ионометром (разд. 25.6.2). Ионометрический метод позво­ ляет определить водородный показатель с точностью до 0,01 pH и широко используется в практике для точного определения pH различных сред.

ВОДНО -ЭЛЕКТРОЛИТНОГО БАЛАНСА В ОРГАНИЗМ Е

Биомасса Земли на 3 / 4 состоит из воды. Содержание воды в организмах составляет примерно половину от количества воды во всех реках Земного шара. У разных организмов, и особенно в различных тканях, содержание воды колеблется в широких пре­ делах: так, в биожидкостях (цитозоль, пасока деревьев, кровь, лимфа, гемолимфа) содержится от 8 8 до 99 % воды, тогда как в древесине растений или костной ткани животных - 20-24 %. Чем моложе организм, тем выше в нем содержание воды.

Содержание воды в организме взрослого человека составля­ ет в среднем 60 % массы тела, колеблясь от 45 % (у тучных пожилых людей) до 70 % (у молодых мужчин), что составляет примерно 40 л. Большая часть - 2/з воды, около 27 л, находит­ ся внутри клеток. Внеклеточная вода составляет х/з от общей воды - 13 л, из них примерно 4,5 л приходится на внутрисосудистые жидкости (кровь - 3 л, лимфа - 1,5 л), а 8,5 л - на межклеточную жидкость, называемую интерстициальной. Ин­ терстициальная жидкость - система наиболее подвижная и из­ меняющая свой объем при избытке или недостатке воды в теле. Эта водная система внутренней среды организма контактирует с внешней средой с помощью различных физиологических сис­ тем, обеспечивающих не только обмен метаболитами, но и ре­ гуляцию этих процессов (рис. 7.1).

167

Рис. 7.1. Схема водно-электролитного баланса организма человека

В течение суток в организм человека поступает с питьем около 1,2 л воды, с пищей - примерно 1 л, около 300 мл воды образуется при окислении метаболитов. При нормальном водном балансе у здорового человека столько же воды (около 2,5 л) выде­ ляется из организма: почками (1-1,5 л), с калом (50-200 мл), по­ средством испарения кожей (0,5-1 л) и легкими (около 400 мл). Вся вода организма обновляется примерно через месяц, а вода внеклеточной жидкости - за неделю. Это свидетельствует о боль­ шой интенсивности протекающих обменных процессов. Система регуляции водного баланса обеспечивает два основных гомеоста­ тических процесса: во-первых, поддержание постоянства общего объема жидкости в организме и, во-вторых, оптимальное распре­ деление воды между указанными водными системами.

В организме большая часть молекул воды находится в свя­ занном состоянии за счет гидратации ионов, молекул органиче­ ских соединений и биополимеров, различных ассоциатов и ми­ целл (разд. 6.1). Кроме того, вода входит в состав различных клеточных органелл: рибосом, митохондрий, лизосом, меж- и внутриклеточных мембран. По мнению автора, именно вода участвует в качестве основного и самого динамичного компо­ нента в формировании жидкокристаллического состояния соот­ ветствующих биосубстратов и тем самым способствует созданию подвижных внутри- и межклеточных структур. Благодаря это­ му достигается характерная для живого тонкая упорядочен­ ность процессов в клетке и в организме в целом. Например, от насыщения водой рибосом зависит поддержание их структуры и способность осуществлять белковый синтез, от степени набу­

168

хания митохондрий - интенсивность протекающего в них про­ цесса окислительного фосфорилирования и т. п. По образному выражению А. Сент-Дьёрдьи, вода в организме является дина­ мичной “матрицей жизри”.

Избыточное поступление и образование воды при неадек­ ватно малом ее выделении из организма приводит к накопле­ нию воды, этот сдвиг водного баланса называется гипергидра­ тацией. При гипергидратации вода накапливается в основном в интерстициальной (межклеточной) жидкости. При этом ее осмотическое давление становится ниже, чем внутри клеток, которые поглощают воду, набухают, и осмотическое давление в них тоже снижается.

Недостаточное поступление и образование воды или чрезмерно большое ее выделение из организма приводят к уменьшению содержания воды, прежде всего в интерстициальной жидкости, что называется дегидратацией и сопровождается высасыванием воды из клеток, пока их осмотическое давление не станет рав­ ным осмотическому давлению в межклеточном пространстве.

Большую роль в регуляции водного баланса играет баланс электролитов и полиэлектролитов (белков), которые обеспечива­ ют определенную величину осмотического и онкотического дав­ ления в биожидкостях, тем самым влияя на обмен молекулами воды между ними. Основные минеральные и органические ионы организма и их содержание в водных системах приведены в табл. 7.4. Лимфа по составу и содержанию минеральных ионов близка к плазме крови, но из-за повышенного содержания гид- рокарбонат-иона НСО§ основность лимфы выше: pH —8 ,4-9,2. Осмотическое давление лимфы близко к осмотическому давле­ нию плазмы крови, а онкотическое - существенно ниже из-за меньшей концентрации в ней белков (6-14 ммоль/л).

Минеральные ионы поступают в организм с пищей и пить­ ем, а гидрокарбонат-анион НСО3 , органические ионы и белки в основном являются продуктами обмена веществ. Для поддер­ жания электролитного баланса и соответственно жизнедеятель­ ности организм в сутки должен в среднем получать (ммоль): ка­ тионов натрия - 400, катионов калия - 100, анионов хлора - 200, фосфат-анионов - 25, катионов кальция - 30, катионов маг­ ния - 10, органических анионов - 230 (табл. 7.4). В табл. 7.4 также указано, каким путем и в каком количестве эти ионы выделяются из организма.

Анализируя ионный состав биожидкостей человека (табл. 7.5), прежде всего необходимо обратить внимание на небольшое раз­ нообразие ионов и на то, что они содержат больше всего из ка­ тионов Naf и К+, а из анионов - С1“ и НРО|~ ^ Н2 РО4 . При­ чем во внеклеточных жидкостях преобладают катионы Na+ и

орпшилма в том, что в межклеточных жидкостях преобладают частинм с положительной гидратацией, а во внутриклеточной -

169

частицы с отрицательной гидратацией (разд. 6.1). Это, по мне­ нию автора, связано с тем, что внутри клетки вода гидратирует кроме указанных частиц еще и клеточные органеллы, что зна­ чительно повышает содержание структурированной воды внут­ ри клетки. По-видимому, для нормального функционирования организма в биожидкостях должны поддерживаться определен­ ные соотношения: “связанная” вода/”свободная” вода и “струк­ турированная” вода/”деструктурированная” вода, которые для внутриклеточной жидкости должны быть больше, чем для меж­ клеточной, чтобы обеспечить тургор клетки. Указанные соотно­ шения в биожидкостях поддерживаются в основном за счет оп­ ределенного соотношения в них частиц с положительной и отри­ цательной гидратацией. Кроме влияния на структуру водной среды в организме электролиты выполняют еще ряд функций.

Катионы натрия и анионы хлора поддерживают осмотиче­ ское давление внеклеточных жидкостей, а катионы калия и фосфат-анионы - внутриклеточной жидкости. Изменение уров­ ня содержания этих ионов неизбежно влечет за собой сдвиг ос­ мотического давления в системе и в результате - объема жид­ кости в ней. Регуляция водного обмена в организме за счет концентрации ионов в основном происходит на уровне интер­ стициальной жидкости, где изменяется содержание катионов Na+. Уменьшение концентрации катионов Na+ в интерстици­ альной жидкости способствует перемещению воды в клетки, а увеличение их содержания вызывает выход воды из клеток.

Содержание белков в биожидкостях определяет онкотическое давление, которое в совокупности с гидростатическим и гидродинамическим давлением в системах регулирует перерас­ пределение воды между ними (разд. 6.4.2), обеспечивая под­ держание водного гомеостаза.

170