Лекція 6 Кафедра медичної та біоорганічної хімії

Буферні розчини — це розчини, які здатні досить стійко зберігати сталість концентрації іонів гідрогену при додаванні до них деякої кількості сильної кислоти або лугу, при розведенні або концентруванні
Лекція 6 Кафедра медичної та біоорганічної хімії

Скачати 108.8 Kb.

Дата конвертації 15.04.2016 Розмір 108.8 Kb.

Лекція 6

Кафедра медичної та біоорганічної хімії

Буферні системи, класифікація та механізм дії
Буферні розчини — це розчини, які здатні досить стійко зберігати сталість концентрації іонів гідрогену при додаванні до них деякої кількості сильної кислоти або лугу, при розведенні або концентруванні. Здатність стійко зберігати сталість рН називається буферною дією.

Буферні системи бувають кислотні, основні та амфолітні. Кислотні складаються зі слабкої кислоти і її солі із сильною основою. Основні — зі слабкої основи і її солі із сильною кислотою. Наприклад, ацетатний буферний розчин містить слабку оцтову кислоту й ацетат натрію; аміачний буферний розчин — слабку основу гідроксид амонію й хлорид амонію. Амфолітні – розчини амінокислот або білків.

Процеси, які протікають в ацетатному буферному розчині і їх взаємний вплив

СН3СООNa – сіль, сильний електроліт, який повністю дисоціює на іони:

СН3СООNa ↔ СН3СОО- + Na+
Так як ацетат-іон – іон слабкої кислоти, то у водному розчині він піддається гідролізу з утворенням оцтової кислоти.
СН3СОО- + Н+ ↔ СН3СООН
Оцтова кислота – слабка кислота, дисоціює в незначній мірі:
СН3СООН ↔ СН3СОО- + Н+

Дисоціація її ще більш пригнічується присутністю ацетат-іонів від солі, тому концентрацію непродисоційованої оцтової кислоти можна вважати рівною її молярній концентрації у буферному розчині.

Константна дисоціації оцтової кислоти згідно закону діючих мас піддається рівнянню:

Ka =

Звідси: [H+] = Ka, тобто [H+] = Ka .

Знаходимо від’ємний десятинний логарифм цього виразу:

— lg [H+] = — lgKa – lg або

рН = рКа – lg = рКа – lg

Це є рівняння Гендерсона-Хассельбалха для розрахунку рН кислотного буферного розчину.
Процеси, які протікають в амоніачному буферному розчині і їх взаємний вплив.

Амоніачний буферний розчин складається із слабкої основи – амонію гідроксиду та солі – амонію хлориду. Амоній гідроксид дисоціює частково, а амоній хлорид – повністю

NH4OH = NH4+ + OH- (1)

NH4Cl = NH4+ + Cl- (2)

Для першої рівноваги записуємо константу дисоціації:

Кb =

Для другого процесу справедливий вираз:

[NH4+] = [Cl-] = Cc

З виразу для константи дисоціації визначаємо концентрацію гідроксид-іонів:

[OH-] = Kb.

Так як сіль продисоціювала повністю концентрація NH4+ дорівнює молярній концентрації солі, а концентрація непродисоційованих молекул амоній гідроксиду – вихідній концентрації основи, оскільки дисоціація пригнічена присутністю одноіменних катіонів. Прологарифмувавши вираз, отримуємо рівняння Гендерсона-Хассельбалха для основних буферних систем:

рOН = рКb – lg = рКb – lg

рН = 14 – pOH = 14 – рКb + lg

Проаналізувавши рівняння Гендерсона — Хассельбалха, доходимо висновку, що рН буферного розчину залежить від сили кислоти (рК), а також від співвідношення концентрацій компонентів. Виходячи із цього, розведення й концентрування буферного розчину до відомих меж не змінює рН. Цю властивість буферних розчинів використовують при аналізі плазми крові, лімфи, сечі.

Слід відмітити, що рівняння Гендельсона-Хассельбалха не можна застосовувати, якщо:

— концентрація кислоти (основи) і солі відрізняються більш ніж у 100 разів;

— кислота (основа) сильні, так як у цьому випадку не можна нехтувати її дисоціацією;

— кислота (основа) дуже слабка, так як у цьому випадку не можна нехтувати гідролізом солі.

Механізм буферної дії.

При додаванні сильної кислоти до кислої буферної системи вона реагує із сіллю (акцептор протонів) і витісняє еквівалентну кількість слабкої кислоти:

CH3COONa + HCl  CH3COOH + NaCl

CH3COO– + H+  CH3COOH

У розчині замість сильної кислоти утворюється слабка кислота й тому величина рН зменшується незначно.

При додаванні до такого ж розчину лугу вона нейтралізується слабкою кислотою (донор протонів) і в розчині з’являється еквівалентна кількість солі, гідроліз якої загальмований присутністю кислоти:

CH3COOH + NaOH  CH3COONa + H2О

CH3COOH + OH–  CH3COO– + H2О

У результаті рН майже не збільшується.

При додаванні до основного буферного розчину сильної кислоти вона буде нейтралізована основою:

NH4OH + HCl  NH4Cl + H2О

NH4OH + H+  NH4+ + H2О

Якщо ж до розчину додати луг, то він взаємодіє із сіллю й у результаті замість сильної основи в розчині утвориться еквівалентна кількість слабкої основи:

NH4Cl + NaOH  NH4ОН +NaCl

NH4+ + OH–  NH4ОН

У підсумку величина рН в обох випадках змінюється незначно.

Розрахунок рН буферного розчину після додавання до нього сильної кислоти або лугу випливає з механізму буферної дії.

Додавання сильної кислоти:

NaHCO3 + HCl  H2CO3 + NaCl

рН = рКа – lg

Додавання лугу:

H2CO3 + NaOH  NaHCO3 + H2O

рН = рКа – lg

Із буферних систем організму найбільшою буферною ємністю характеризуються буферні системи крові. Найважливішими буферними системами крові є гідрокарбонатна, гемоглобінові, оксигемоглобінові та фосфатна.

В результаті обміну речовин в організмі щодобово утворюється кількість кислот еквівалентна 2,5 л концентрованої HCl. Тим не менш, буферні системи підтримують рН на рівні 7,4 ± 0,04.

Гідрокарбонатна (бікарбонатна) буферна система (рН = 6,0-8,0) складається зі слабкої карбонатної кислоти та гідрокарбонат іонів:

Н2СО3 = Н+ + НСО3-

NaHCO3 = Na+ + НСО3-

Величина рН крові залежить від співвідношення концентрацій вільної карбонатної кислоти і натрію гідрокарбонату:

рН = рК1 + lg

В умовах плазми крові (при 37оС) рК1 = 6,1. Згідно рівняння Гендельсона-Хассельбалха розраховуємо співвідношення концентрацій при рН = 7,4:

7,4 = 6,1 + lg

7,4 – 6,1 = 1,3 = lg

=

Надлишок гідрокарбонат-іонів – лужний резерв крові. При появі у плазмі крові надлишкової кількості кислоти протікає реакція

НСО3- + Н+ = Н2О + СО2

Надлишок СО2 виводиться з крові через легені. Таким чином, співвідношення і значення рН крові не змінюються.

Фосфатна буферна система

Фосфатна буферна система складається із двох солей — дигідрофосфату натрію (слабка кислота) і гідрофосфату натрію (сіль). Міститься у клітинах, сечі, соках травних залоз. Механізм буферної дії можна представити наступною схемою:

  • додавання кислоти:

Na2HPO4 + HCl  NaН2PO4 +NaCl

HPO42– + H+  H2PO4–

  • додавання лугу:

NaН2PO4 + NaОН  Na2HPO4 + H2O

H2PO4– + OH–  HPO42– + H2O

Розрахунок рН фосфатного буфера проводять за рівнянням:

рН = 6,8 + lg

Відношення в плазмі крові дорівнює 4:1 і не змінюється, тому що при надлишковому нагромадженні будь-якого з компонентів він виділяється із сечею.

Буферні властивості амінокислот і білків

Амінокислоти й білки — амфоліти, тому що містять у своєму складі групи, які є донорами протонів (–СООН) і акцепторами протонів (–NH2).

В водних розчинах амінокислоти й білки існують у вигляді внутрішніх солей (цвіттеріонів):

Механізм буферної дії амінокислот і білків відповідає схемі:

Значення рН, при якому амінокислота або білок існують у вигляді цвіттеріонів і при цьому кількість NH3+ і COO- – груп однакові, називається ізоелектричною точкою (ІЕТ). Якщо у молекулі амінокислоти або білка однакова кількість аміногруп і карбоксилів рНІЕТ ≈ 7. Якщо переважають аміногрупи – рНІЕТ > 7; якщо переважають карбоксильні групи – рНІЕТ < 7.

В ізоелектричному стані розчини білків дуже нестійкі й легко випадають в осад. При рНсередовища > рНІЕТ білок перебуває у формі багатовалентних аніонів, при рНсередовища < рНІЕТ – у формі багатовалентних катіонів.

рН крові зсунуто у лужну область від ІЕТ білків плазми й гемоглобіну, тому ці білки перебувають у крові у вигляді полівалентних аніонів, тобто мають негативний заряд.

З дією буферних систем тісно взаємопов’язане поняття про кислотно–основний стан. Кислотно–основний стан – це невід’ємна складова частина гомеостазу внутрішнього середовища організму, яка забезпечує оптимальні умови правильного плину обміну речовин.

Кислотно–основний стан організму медики оцінюють за допомогою рівняння Гендерсона–Хассельбалха для гідрокарбонатного буфера крові:

рН = 6,1 + lg [HCO3–]/pCO2 ,

де рК = 6,1 (усереднена величина при Т = 311 К), pCO2 – тиск вуглекислого газу в крові.

Якщо рН крові дорівнює 7,4, то співвідношення між вмістом гідрокарбонат-іонів у плазмі крові й тиском CO2 повинне бути 20 :1.

У гідрокарбонатної буферної системи найбільший взаємозв’язок з усіма буферними системами організму. Порушення в будь-якій буферній системі впливає на концентрації складових гідрокарбонатної буферної системи, тому зміна її параметрів може досить точно характеризувати стан дихальних або метаболічних порушень, тобто кислотно–основний стан організму. Порушення кислотно–основного стану в організмі компенсуються насамперед гідрокарбонатною буферною системою. Цей буфер забезпечує 55 % буферної ємності крові.

Оскільки в регуляції кислотно–основного стану беруть участь нирки й легені, розрізняють метаболічний і респіраторний ацидоз і алкалоз.

Метаболічний ацидоз – порушення метаболізму, що призводить до падіння рН крові внаслідок:

а) надлишкового введення або утворення стійких кислот (надходження кетонокислот при голодуванні й діабеті, підвищене утворення молочної кислоти при шоці, підвищене утворення сульфатної кислоти в процесі посиленого розпаду біомолекул та ін.);

б) неповне видалення кислот при нирковій недостатності;

в) надлишкова втрата НСО3– при поносі, коліті, виразці кишечнику.

Метаболічний алкалоз – порушення метаболізму, що приводить до підвищення рН крові внаслідок:

а) втрати Н+ (блювота, кишкова непрохідність);

б) збільшення концентрації НСО3– (втрата води, надлишкове введення НСО3– при метаболічному ацидозі, введення солей молочної, оцтової, лимонної та ін. органічних кислот, які приєднують Н+ ).

Дихальний ацидоз – некомпенсоване або частково компенсоване зниження рН крові внаслідок гіповентиляції:

а) захворювання легень і дихальних шляхів (пневмонія, набряк легенів, сторонні предмети у верхніх дихальних шляхах);

б) ушкодження дихальної мускулатури;

в) гноблення дихального центру ліками або наркотиками (опіати, барбітурати та ін.).

Дихальний алкалоз – некомпенсоване або частково компенсоване збільшення рН крові внаслідок гіпервентиляції через гарячковий стан або істерію.

Для корекції кислотно–основної рівноваги при ацидозах внутрівенно вливають 4 % розчин гідрокарбонату натрію, при алкалозах – 5 % розчин аскорбінової кислоти.

База даних захищена авторським правом ©mediku.com.ua 2016
звернутися до адміністрації

    Головна сторінка
Інформація Автореферат Анализ Диплом Додаток Доклад Задача Закон Занятие Звіт Инструкция

Рейтинг
( Пока оценок нет )
Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Добавить комментарий