рН = – lg[H + ] Название Цвет индикатора в среде Кислая [H + ] > [OH - ] рН < 7 Нейтральная [H + ] = [OH - ] рН = 7 Щелочная [OH - ] > [H + ] рН > 7 Лакмус красный фиолетовый синий Фенолфталеин бесцветный бесцветный малиновый Метилоранж розовый оранжевый желтый лакмус фенолфталеин метилоранж нейтральная среда: рН = 7 кислая среда: рН < 7 щелочная среда: рН > 7
Сыворотка крови 7,35 – 7,45 Спинно-мозговая жидкость 7,35 – 7,45 Слюна 6,35 – 6,85 Желудочный сок 0,9 – 1,3 Моча 4,8 – 7,5 Слезная жидкость 7,2 – 7,4 Желчь в пузыре 5,4 – 6,9 Значения рН некоторых систем организма
В поддержании постоянства активной реакции среды организма (изогидрии) важную роль играют буферные растворы. Буферными растворами (буферами) называют растворы, обладающие свойством достаточно стойко сохранять постоянство концентрации ионов водорода (т.е. рН среды) при добавлении небольших количеств кислот или щелочей Буферные растворы HA B A − BH + HA/A − B/BH + Буферные системы
Кислотные – состоят из слабой кислоты и соли этой кислоты, образованной сильным основанием. Ацетатный буфер: СН 3 СООН СН 3 СОО Na Гидрокарбонатный Н 2 СО 3 буфер: NaHCO 3 Оксигемоглобиновый буфер: Hb / HbO 2 Основные – состоят из слабого основания и соли этого основания, образованной сильной кислотой. Аммиачный буфер: NH 4 OH NH 4 Cl Солевые – содержат анионы двух кислых солей. Фосфатный буфер: NaH 2 PO 4 Na 2 HPO 4 H 2 PO 4 − роль слабой кислоты гидрофосфат и дигидрофосфат Na (или К)
Для кислотных буферных систем Для основных буферных систем СН 3 СОО Na→ СН 3 СОО − + Na + СН 3 СОО H ↔ СН 3 СОО − + H + NH 3 + Н 2 О ↔ NH 4 + + OH − NH 4 Cl → NH 4 + + Cl − Из уравнений видно, что кислотность буферных систем зависит: от природы слабого электролита, т.е. его константы диссоциации (а следовательно и от Т, т.к. К д = f (Т)) от соотношения компонентов буферной системы рН буферной системы не зависит от разбавления!
СН 3 СОО Na→ СН 3 СОО − + Na + СН 3 СОО H ↔ СН 3 СОО − + H + диапазон рН 3,7-5,6 Если прибавить сильную кислоту: СН 3 СОО - + H + ↔ СН 3 СОО H (сильная кислота меняется на слабую) Если прибавить щелочь: СН 3 СОО H +ОН - → СН 3 СОО - + Н 2 О (образуется малодиссоциированая молекула воды)
В растворе существует NH 3 и NH 4 + NH 3 + НОН ↔ NH 4 + + ОН − При добавлении кислоты: NH 3 + HCl ↔ NH 4 Cl При добавлении щелочи: NH 4 + + ОН − ↔ NH 3 •Н 2 О NH 3 + Н 2 О ↔ NH 3 •Н 2 О = NH 4 + + OH − NH 4 Cl → NH 4 + + Cl − диапазон рН 8,4-10,3 Практически не диссоциирует
Величину, характеризующую способность буферного раствора противодействовать смещению реакции среды при добавлении сильных кислот или сильных оснований, называют буферной емкостью раствора (БЕ) БЕ измеряется количеством кислоты или щелочи (моль или ммоль эквивалентов), добавление которого к 1 л буферного раствора изменяет рН на единицу max БЕ соответствует рН = рК а, т.е. при С(соль)/С(кислоты) = 1 В растворе имеется одинаковое количество соли и кислоты. При таком соотношении концентраций рН раствора изменится в меньшей степени
Рабочий участок буферной системы, т.е. способность противодействовать изменению рН при добавлении кислот и щелочей, имеет протяженность приблизительно одну единицу рН с каждой стороны от точки рН = рК а. Интервал рН = рК а ± 1 называется зоной буферного действия.
Организм человека владеет специальным механизмом координации физиологических и биохимических процессов и может поддерживать на определенном уровне содержание разных веществ, а именно: газов, воды, электролитов, ионов металлов и водорода, биолигандов. Эта координация по предложению К. Кеннона была названная гомеостазом Буферные системы организма – это, прежде всего, гидрокарбонатная, гемоглобиновая, фосфатная и белковая. Все эти системы имеются в крови, где с их помощью особенно строго поддерживается рН=7,4±0,05
Механизм действия фосфатной буферной системы Избыток гидроксид-ионов связывается в малодиссоциированную воду NaH 2 PO 4 Na 2 HPO 4 , где роль слабой кислоты выполняет NaH 2 PO 4 NaH 2 PO 4 Na H 2 PO 4 – Na 2 HPO 4 2Na HPO 4 2 – При добавлении к этому буферу сильной кислоты образуется дигидрофосфат-ион: H + + HPO 4 2 – H 2 PO 4 – Сильная кислота заменяется эквивалентным количеством H 2 PO 4 − При добавлении щелочи к системе буфером окажется другая соль – дигидрофосфат Na : НРО 4 2 – + Н 2 О О H – + Н 2 PO 4 – рН = 7,4 действует в интервале рН 6,2-8,2
Фосфатная буферная система эффективно нейтрализует кислые метаболиты, например молочную кислоту ( HLac) Основное значение фосфатный буфер имеет для регуляции pH интерстициальной жидкости и мочи Na 2 HPO 4 + H 2 CO 3 ↔ NaH 2 PO 4 + NaHCO 3
Бикарбонатная кислотно-основная буферная система обладает наибольшей буферной ёмкостью. Это связано с тем, что количество компонентов бикарбонатной буферной системы поддерживается на должном уровне и с необходимой точностью управления посредством эффективной функции системы дыхания. Н 2 СО 3 NaHCO 3 рН = 7,4 Н 2 СО 3 Н + + НСО 3 − С O 2 + H 2 O H 2 CO 3
При добавлении к системе сильной кислоты ионы Н + взаимодействуют с анионами соли, образуя слабодиссоциирующую Н 2 СО 3. Сильная кислота заменяется эквивалентным количеством слабой кислоты, диссоциация которой подавлена. При добавлении щелочи гидроксил-ионы ( ОН - ) взаимодействуют с ионами Н + угольной кислоты. Щелочь заменяется эквивалентным количеством соли, почти не изменяющей величину рН раствора. HCl + NaHCO 3 NaCl + H 2 CO 3 H 2 O CO 2 NaOH + H 2 CO 3 NaHCO 3 + H 2 O
Самая мощная буферная система крови: в 9 раз мощнее бикарбонатного буфера; на ее долю приходится 75% от всей буферной емкости крови Гемоглобиновая буферная система состоит из: неионизированного гемоглобина ННb (слабая органическая кислота, донор протонов) калиевой соли гемоглобина КНb (сопряженное основание, акцептор протонов) Оксигемоглобиновая буферная система состоит из: оксигенированного гемоглобина ННbО 2 его аниона НbО 2 − Гемоглобинат-ион Оксигемоглобинат-ион
ННВ + О 2 ННВО 2 ННВО 2 + КНСО 3 КНВО 2 + Н 2 СО 3 Н 2 СО 3 Н 2 О + СО 2 О 2 КНВО 2 КНВ + О 2 СО 2 + Н 2 О Н 2 СО 3 КНВ + Н 2 СО 3 ННВ + КНСО 3 карбоангидраза СО 2
В эритроцитах: HHb + O 2 ↔ HHbO 2 ↔ H + + HbO 2 − Кровь становиться артериальной В периферических отделах кровеносной системы: HbO 2 − ↔ Hb − + O 2 Кровь становится венозной Отдаваемый в тканях О 2 расходуется на окисление различных веществ, в результате чего образуется СО 2 : 1) меньшая часть СО 2 остается в плазме: взаимодействие с белковой буферной системой С O 2 + R-NH 2 ↔ R-NHCOOH ↔ H + + R-NHCOO − Образующийся избыток Н + нейтрализуется фосфатным буфером : H + + HPO 4 − ↔ H 2 PO 4 − 2) большая часть СО 2 поступает в эритроциты : взаимодействие с гемоглобиновой буферной системой
Из тканей Н 2 СО 3 + OH − НСО 3 − + H + HCO 3 − + H 2 O H 2 O + CO 2 Плазма крови СО 2 + Н 2 О Н 2 СО 3 Н + + НСО 3 − Hb − HHb + карбоангидраза
