Слесарев. Основы Химии живого

ции кислот раствором щелочи с известной концентрацией в присутствии индикатора, имеющего область перехода окраски в интервале ЛрН = 2 -ь 4, например диметиламиноазобензол (ДрН = = 2,4 -ь 4,0), метилоранж (ДрН = 3,1 -г 4,4). В присутствии та­ ких индикаторов определяемая точка эквивалентности соответ­ ствует нейтрализации только сильных кислот.

Для учета содержания в растворе связанных катионов водо­ рода, содержащихся в молекулярных формах слабых кислот, используют еще одну величину - потенциальную (или связан­ ную) кислотность.

Потенциальная кислотность - это концентрация ка­ «тионов Н+, связанных в молекулы или ионы слабых ки­

слот, имеющихся в растворе.

Потенциальная кислотность равна разности между общей и ак­ тивной кислотностями раствора:

[Н +]пот “ [НЧобщ - [Н +]акт

Потенциальная кислотность раствора, содержащего только сильные кислоты, очень мала ([Н+]ПОт 0)> вследствие полной ионизации этих кислот. Потенциальная кислотность растворов в основном обусловлена содержанием в них недиссоциированных молекул, особенно в присутствии сильных кислот, которые подавляют ионизацию слабых кислот.

Потенциальная кислотность раствора практически равна сум­ марной молярной концентрации эквивалентов слабых кислот:

[Н+]пот - (V , слабой к-ты)

Таким образом, общая кислотность раствора равна сумме молярных концентраций эквивалентов содержащихся сильных и слабых кислот:

[НЧобщ “ [НЧакт + [Н+]пот - Е м 1/* с и л ь н о й к - т ы ) + 2/^(7* слабой к-ты)

При анализе кислотности раствора, содержащего сильные и слабые кислоты, реакция нейтрализации протекает в две ста­ дии. Сначала нейтрализуются свободные ионы водорода, т. е. сильные кислоты (I стадия), после чего идет нейтрализация слабых кислот (II стадия). Каждой стадии нейтрализации соот­ ветствуют своя точка эквивалентности и свой скачок pH на кривой нейтрализации (рис. 8.4), которые можно зафиксиро­ вать не только с помощью рН-метра, но и с помощью двух ин­ дикаторов. Вблизи I точки эквивалентности, хотя кривая ней­ трализации и имеет отчетливый перелом, но резкого скачка pH не наблюдается, так как уменьшение содержания свободных ионов Н+ в ходе нейтрализации пополняется за счет диссоциа­ ции слабой кислоты (рис. 8.4). Поэтому значение pH в I точке эквивалентности соответствует значению pH раствора слабой кислоты (pH = 2,8-3,5) и фиксируется индикаторами, изменяю­ щими цвет при этих значениях pH.

191

Во II точке эквивалентности, лежащей на более резком скачке нейтрализации, где полностью нейтрализуются слабые кисло­ ты, из-за гидролиза их анионов среда в растворе щелочная, и II точка фиксируется с помощью соответствующего индикатора - фенолфталеина.

В биохимических исследованиях для характеристики ки­ слотности желудочного сока различают следующие показатели:

-концентрацию свободной соляной кислоты, соответствую­ щую активной кислотности [Н+]акТ;

-концентрацию связанной соляной кислоты, обусловлен­ ную наличием хлороводородных солей белков и некоторых дру­

гих азотсодержащих соединений, нейтрализующихся по урав­ нению:

[R N H 3]+C r + ОН " — ► 1Ш Н 2 + Н 20 + С Г

Реакция нейтрализации хлороводородных солей, а также органических кислот с рКа < 4 заканчивается при pH 6 т 7 и фиксируется индикатором ализаринсульфоновокислый натрий (ДрН * 5,0 + 6 ,8 ) или с помощью рН-метра.

- концентрацию ди- и моногидрофосфатов и слабых органических кислот, нейтрализация которых заканчивается при pH

8 ,5-9,0 и фиксируется индикатором фенолфталеин.

РН

12

10

8

7

6

4

2

сильные кислоты1слабые кислоты

Рис. 8.4. Кривая нейтрализации смеси кислот сильным основанием

192

- общую кислотность, концентрацию всех кислот желудоч­ ного сока:

В клинической практике кислотность желудочного сока вы­ ражается в клинических (титрационных) единицах, т. е. числом миллилитров 0 , 1 М щелочи, которое необходимо затратить для нейтрализации 1 0 0 мл профильтрованного желудочного сока, чтобы получить требуемое значение pH (pHi « 3,0; рН2 « 6 ,8 ; рНз * 9,0) в анализируемой пробе. В норме общая кислотность составляет 40-60 ммоль/л (клинических единиц), а активная кислотность, т. е. содержание свободной соляной кислоты, со­ ставляет 20-40 ммоль/л. Повышенное содержание кислот на­ блюдается при язвах желудка, двенадцатиперстной кишки, не­ которых формах гастрита и ряде заболеваний нервной системы. Пониженная кислотность имеет место при острых инфекцион­ ных заболеваниях, хронических гастритах, раке желудка.

В санитарной практике для количественного содержания кислотных и щелочных веществ в промышленных стоках ис­ пользуют показатели: общая, активная и потенциальная ки­ слотность, указывающие на содержание различных кислот; а также показатели: общая, активная и потенциальная щелоч­ ность, характеризующие содержание оснований и определяемые аналогичным путем.

8 . 4 . ПРОТОЛИТИЧЕСКИЙ ГОМ ЕО СТАЗ. БУФЕРНЫ Е РАСТВОРЫ И ИХ СВОЙСТВА

Одним из важнейших факторов общего гомеостаза живых организмов является поддержание кислотно-щелочного, т. е. протолитического, гомеостаза на определенном уровне. Это вы­ ражается в достаточно постоянных значениях pH биологиче­ ских сред и в способности восстанавливать pH при поступлении в эти среды кислот и оснований. В результате жизнедеятельно­ сти в организме образуется большое количество кислот. Больше всего при метаболизме возникает углекислоты (до 13 моль еже­ суточно), которая в основном выводится из организма при ды­ хании в виде оксида углерода(1У). Задержка или нарушение выделения углекислоты из организма приводит к серьезным патологиям, так как согласно расчетам для нарушения кислот­ но-основного баланса у человека достаточно задержки в орга­ низме всего 0,15 моль кислоты.

Помимо угольной кислоты в организме образуются нелету­ чие кислоты (серная, фосфорная, молочная и др.) в количестве 0,03-0,08 моль/сут. При вегетарианском питании кислот обра-

зуется меньше, а при употреблении продуктов животного проис­ хождения - больше. При некоторых патологических процессах, например при диабете, нелетучих кислот образуется значитель­ ное количество (до 1 моль/сут), причем в основном это ацетоуксусная и (3-оксимасляыая кислоты. Возникающее при диабете нарушение протолитического баланса может угрожать жизни больного. От кислот организм освобождается благодаря физио­ логическим процессам: дыханию (от летучей кислоты СО2 ) и мочевыделению (в основном, от нелетучих кислот).

Роль оснований в организме обычно выполняют различные азотистые основания, включая аммиак, которые образуются в результате метаболизма аминокислот и белков. Эти основания или используются в процессах дальнейшего метаболизма, или выводятся из организма через почки.

С помощью физиологических процессов кислоты и основа­ ния выводятся из организма медленно, а быстрая их нейтрали­ зация и поддержание pH жидких сред на необходимом уровне осуществляется за счет физико-химических процессов, среди которых прежде всего следует отметить протолитическое равно­ весие в буферных системах. Для понимания работы этих систем рассмотрим состав и механизм действия буферных растворов.

Буферные растворы. Большинство биожидкостей организма способно сохранять значение pH при незначительных внешних воздействиях, так как они являются буферными растворами.

Буферный раствор - это раствор, содержащий протолитическую равновесную систему, способную поддержи­ вать практически постоянное значение pH при разбав­ лении или при добавлении небольших количеств кисло­ ты или щелочи.

В протолитических буферных растворах компонентами яв­ ляются донор протона и акцептор протона, представляющие собой сопряженную кислотно-основную пару. В качестве донора протона выступает слабая кислота (СН3 СООН, Н2 СО3 ) или со­ пряженная кислота слабого основания (NHJ). Акцептором про­ тона в первом случае является анион слабой кислоты (СН3 СОО“, НС03), а во втором - слабое основание (NH3 •Н2 0). Состав протолитической буферной системы выражают формулами ее ком­ понентов, причем вначале указывают формулу акцептора про­ тона, а затем - донора протона, разделяя их запятой. Напри­ мер, буферные системы: ацетатная - С Н зС О О ", С Н 3 С О О Н ;

гидрокарбонатная - НСО3 , Н2 СО3 ; аммиачная - NH3 •Н2 О, NHJ. По принадлежности слабого электролита к классу кислот или оснований буферные системы делятся на кислотные и ос­ новные.

«творы, содержащие слабую кислоту (донор протона) и соль этой кислоты (акцептор протона).Кислотными буферными системами называются рас­

194

Кислотные буферные растворы могут содержать различные системы: ацетатную (С Н зС О О - , С Н 3С О О Н ), гидрокарбонатную

(Н С О 3 , Н 2СО 3), гидрофосфатную (HPOf”, H 2P O J). В кислотной буферной системе всегда наблюдается два процесса: один обра­ тимый - диссоциация слабого протолита:

друтой необратимый - диссоциация соли: CH3COONa —► Na+ + СН3 СОО~

В результате этих процессов образуется акцептор протона ацетат-ион (СНзСОО-), концентрация которого в растворе опре­ деляется в основном концентрацией соли СНзСОСЖа, так как образование аниона за счет диссоциации слабой кислоты в при­ сутствии ее соли всегда очень незначительно. Поскольку кон­ центрация ацетат-иона, акцептора протона, определяется кон­ центрацией соли, то в соответствии с уравнением Гендерсона - Хассельбаха pH кислотной буферной системы зависит от пока­ зателя константы диссоциации слабой кислоты рКа и отноше­ ния концентраций акцептора протона (соли) и донора протона (кислоты) в растворе:

«творы, содержащие слабое основание (акцептор прото­ на) и соль этого основания (донор протона).называются рас­Основными буферными растворами

Примером основного буферного раствора является водный раствор, содержащий систему из слабого основания NH3 •Н2 О и его соли NH4 CI. В основной буферной системе также протекают два процесса:

Концентрация катионов NHJ (доноров протона) в аммиачном буфере определяется в основном концентрацией соли (NH4 C1). Величина pH основного буферного раствора, согласно уравне­ нию Гендерсона - Хассельбаха, зависит от величины рКа(ВН+) сопряженной кислоты данного основания и отношения концен­ траций основания и его соли в растворе:

Механизм буферного действия. При разбавлении буферных растворов концентрации всех компонентов уменьшаются. Но так как они изменяются одинаково, то их отношение остается неиз­

менным. Величина константы диссоциации слабого электролита также не изменяется при разведении. Поэтому pH буферного раствора, согласно уравнению Гендерсона - Хассельбаха, при разбавлении не меняется. В действительности это наблюдается до тех пор, пока концентрация компонентов буферных растворов не станет меньше 0 , 0 1 моль/л.

Добавление небольших количеств сильной кислоты или ще­ лочи в буферный раствор моментально вызывает защитную ре­ акцию протолитической буферной системы по поддержанию постоянного значения pH среды. Это происходит за счет связы­ вания добавляемых ионов Н+ или ОНсоответствующими ком­ понентами буферной системы с образованием малодиссоциирующих соединений. Катионы Н+ связываются акцептором протона буферной системы:

Защитные свойства буферных растворов по отношению к действию кислот и щелочей будут сохраняться до тех пор, пока концентрации компонентов буферных систем, связывающих Н+ или ОН- , будут больше концентрации добавляемых ионов:

с ( н + )Добавл < [акцептор протона] с(ОН ")до6авл < [донор протона]

Установлено, что достаточное буферное действие наблюдает­ ся, если концентрация одного из компонентов превышает кон­ центрацию другого не более чем в 1 0 раз:

[донор протона]

Таким образом, на основании одного слабого электролита можно приготовить буферные растворы, поддерживающие зна­ чение pH в относительно узком диапазоне от pHj = рКа - 1 до рН2 = рКа + 1 .

Буферная емкость. Протолитические буферные растворы способны поддерживать значение pH среды на определенном уровне только при добавлении к ним небольших количеств ки­ слоты или щелочи. Для количественной характеристики этой сопротивляемости буферных растворов к добавлению кислот и оснований введено понятие буферная емкость.

Буферной емкостью (В) называется число моль-экви­ валентов сильной кислоты или щелочи, которые нужно добавить к 1 литру буферного раствора, чтобы изме­ нить величину pH на единицу.

196

Различают буферную емкость по кислоте Ва и буферную емкость по основанию £&, которые рассчитываются с помощью уравнений:

где с(1/г к-ты) и Ук.ты - молярная концентрация эквивалентов и объем добавленной сильной кислоты; с{}/2 щел) и Ущел - молярная концентра­ ция эквивалентов и объем добавленной щелочи; АрН - сдвиг водородно­ го показателя буферного раствора, вызванный добавлением сильной ки­ слоты (щелочи); V6y$ р.ра - исходный объем буферного раствора.

Буферная емкость зависит от концентраций компонентов в буферном растворе и их отношения. Чем выше концентрация компонентов, тем больше буферная емкость. Кислотная буфер­ ная емкость определяется концентрацией буферного основания, т. е. концентрацией акцептора протона: Ва в /([акцептор про­ тона]). Основная буферная емкость определяется концентрацией буферной кислоты, т. е. концентрацией донора протона: Въ * * /([донор протона]). При разбавлении буферного раствора вели­ чина буферной емкости уменьшается вследствие снижения кон­ центрации всех компонентов раствора.

При одинаковой суммарной концентрации компонентов бу­ ферная емкость достигает максимального значения при равен­ стве их концентраций: [донор протона] = [акцептор протона], причем в этом случае Ва —Б&, а pH * рКа.

8 . 5 . БУФЕРНЫ Е СИСТЕМЫ ОРГАНИЗМ А, ИХ ВЗАИМ ОДЕЙСТВИЕ, ЯВЛЕНИЯ АЦИДОЗА И АЛКАЛОЗА

Основными буферными системами организма являются гид­ рокарбонатная, гемоглобиновая, фосфатная и белковая. Все эти системы имеются в крови, где с их помощью особенно стро­ го поддерживается pH = 7,40 ± 0,05, несмотря на поступление в нее из кишечника и тканей значительного количества кислот и небольшого - оснований.

Гидрокарбонатная буферная система образована оксидом углерода(1 У), взаимодействие которого с водой приводит к рав­ новесной системе:

В этой системе донором протона является угольная кислота Н 2СО3 , а акцептором протона - гидрокарбонат-ион Н С О 3 . С уче­ том физиологии условно весь С 0 2 в организме, как просто рас­ творенный, так и гидратированный до угольной кислоты Н2 СО3 , принято рассматривать как угольную кислоту. Поэтому выра­

197

жение и значение константы диссоциации для угольной кисло­ ты в физиологических условиях отличается от стандартного зна­ чения.

Физиологические условия:

[С02] + [Н2 С03]

Стандартные условия:

[Н2 С03]

Вследствие малой растворимости углекислого газа в плазме крови общую концентрацию угольной кислоты (донора протона) в уравнении Гендерсона - Хассельбаха можно выразить через произведение двух величин: парциального давления р(С(>2 ), ко­ торое измеряют экспериментально, и коэффициента раствори­ мости С02 в жидких средах организма з9который в физиологи­ ческих условиях равен 0,033. Тогда формула для расчета зна­ чения pH гидрокарбонатной системы принимает вид:

pH=pK?OT++ i g ^ ^ ™ ^ 2 Z 2 5 £ l - 6a + ig E!C2M -6,1+ lg

Угольная кислота при физиологическом значении pH —7,40 находится преимущественно в виде моноаниона, а отношение концентраций компонентов в гидрокарбонатной буферной сис­ теме крови [НСОз]/[СС>2 ] 888 2 0 : 1 . Следовательно, гидрокарбо­ натная система имеет буферную емкость по кислоте значитель­ но больше буферной емкости по основанию. Это отвечает осо­ бенностям метаболизма нашего организма.

Если в кровь поступает кислота и увеличивается концен­ трация иона водорода, то он, взаимодействуя с НСО3 , смещает равновесие в сторону Н2 СО3 и приводит к выделению газооб­ разного С02, который выводится из организма в процессе ды­ хания через легкие:

H+ + HCOi — ^ Н 2С 0 3 — ^ С 0 2Т + Н 20

При поступлении в кровь оснований, они связываются угольной кислотой, и равновесие смещается в сторону НСО3 :

0 Н " + Н 2С 0 3 — ^ НС0^ + Н 20

Главное назначение гидрокарбонатного буфера заключается в нейтрализации кислот. Он является системой быстрого и эффек­ тивного реагирования, так как продукт его взаимодействия с ки­ слотами - углекислый газ - быстро выводится через легкие. На­ рушение кислотно-основного равновесия в организме прежде всего компенсируется с помощью гидрокарбонатной буферной системы

198

(за 10-15 мин). При этом изменяется отношение [НСОз]/[Н2 СОз]. Затем, за счет изменения объема легочной вентиляции, восста­ навливается в течение 10-18 ч отношение [НСОз]/[Н2 СОз], со­ ответствующее норме. Гидрокарбонатный буфер является основной^уферной системой плазмы крови, обеспечивающей около 1)5 % от всей буферной емкости крови. Гидрокарбонатный буфёр содержится также в эритроцитах^межклеточной жидкости и в почечной ткани.

Гидрофосфатная буферная система содержится как в кро­ ви, так и в клеточной жидкости других тканей, особенно по­ чек. В клетках она представлена К2 НРО4 и КН2 РО4 , а в плазме крови и межклеточной жидкости Na2 HP0 4 и NaH^PC^. Роль донора протона в этой системе играет ион Н2 РО4 , характери­ зующийся в физиологических условиях рКа = 6 ,8 , а акцептора протона - ион НРО|~. Работа фосфатной буферной системы описывается уравнением буферного действия:

pH = 6 , 8 + 1g ([HP02 ]/[H2 P0j])

В норме отношение форм [НР0 |"]/[Н2 Р0 4 ] ** 4 : 1. Следова­ тельно, и эта система имеет буферную емкость по кислоте больше, чем по основанию. При увеличении концентрации ка­ тионов Н+ во внутриклеточной жидкости, например в резуль­ тате переработки мясной пищи, происходит их нейтрализация ионами НРО|~:

Н+ + НР02" ^ H2POj

Образующийся избыточный дигидрофосфат выводится почками, что приводит к снижению величины pH мочи. При увеличении концентрации оснований в организме, например при употреб­ лении растительной пищи, они нейтрализуются ионами H2 POj:

Образующийся избыточный гидрофосфат выводится почками, при этом pH мочи повышается. Выведение тех или иных ком­ понентов фосфатной буферной системы с мочой, в зависимости от перерабатываемой пищи, объясняет широкий интервал зна­ чений pH мочи - от 4,8 до 7,5. В отличие от гидрокарбонатной, фосфатная система более “консервативна” , так как избыточные продукты нейтрализации выводятся через почки и полное вос­ становление отношения [НР0|"]/[Н2 Р04] происходит только через 2-3 сут. Длительности легочной и почечной компенсации на­ рушений отношения компонентов в буферных системах необхо­ димо учитывать при терапевтической коррекции нарушений ки­ слотно-основного равновесия организма.

Гемоглобиновая буферная система является сложной бу­ ферной системой эритроцитов, которая включает в качестве до­ нора протона две слабые кислоты: гемоглобин ННЬ и оксигемоглобин ННЬ02. Роль акцептора протона играют сопряженные

199

этим кислотам основания, т. е. их анионы НЬ" и НЬ02. Меха­ низм буферного действия этой системы основан на следующих реакциях:

При добавлении кислот поглощать ионы Н+ в первую оче: редь будут анионы гемоглобина, которые имеют большое срод­ ство к протону. При действии основания оксигемоглобин будет проявлять большую активность, чем гемоглобин:

Таким образом, гемоглобиновая система крови играет значи­ тельную роль сразу в нескольких важнейших физиологических процессах организма: дыхании, транспорте кислорода в ткани и поддержании постоянства pH внутри эритроцитов, а в конечном итоге - в крови. Эта система эффективно функционирует только в сочетании с другими буферными системами крови.

Белковые (протеиновые) буферные системы в зависимости от кислотно-основных свойств белка, характеризующихся его изоэлектрической точкой, бывают анионного и катионного типа.

Анионный белковый буфер работает при pH > р/белка и со’ стоит из донора протонов - молекулы белка HProt, имеющей биполярно-ионное строение, и акцептора протонов - аниона белка (Prot)*. Протолитическое равновесие в этой сопряженной кислотно-основной паре отражается следующим образом:

+p/UNHa)

H3 N—Prot—СОО“ TgrrH» н+ + H2 N—Prot—СОО“

При добавлении кислоты это равновесие смещается в сторону образования молекулы белка, а при добавлении основания в системе увеличивается содержание аниона белка.

Катионный белковый буфер работает при pH < р/белка и со_ стоит из донора протона - катиона белка (H2 Prot)+ и акцептора протона - молекулы белка HProt. Протолитическое равновесие в этой сопряженной кислотно-основной паре отражается так:

Катионная белковая буферная система HProt, (H2 Prot)+ обычно поддерживает величину pH в физиологических средах с pH < 6 , а анионная белковая буферная система (Prot)“, HProt - в сре­ дах с pH > 6 . В крови работает анионный белковый буфер.

Взаимодействие буферных систем в организме. Все буфер­ ные системы в организме взаимосвязаны. Рассмотрим это взаи­ модействие на уровне плазмы и эритроцитов крови. Протоли-

200