Химическая кинетика

1
ЛЕКЦИИ 9-10.
Буферные системы.
Буферные системы – совокупность нескольких веществ в растворе,
сообщающих ему буферные свойства, т.е. способность противостоять
изменению
активной
реакции
среды
(pH)
при
разбавлении,
концентрировании раствора или при добавлении к нему небольших
количеств сильной кислоты или щёлочи.
Буферные системы широко распространены в природе: они находятся в
водах мирового океана, почвенных водах и особенно в живых организмах,
где выступают в качестве регуляторов, поддерживающих активную реакцию
среды на определённых условиях, необходимых для нормального протекания
жизненных
процессов.
кислотно-основного
Буферные
равновесия,
системы
обеспечивают
соответствующего
состояние
норме
–
протолитический гомеостаз. Смещение протолитического равновесия в
кислую область вызывает ацидоз, в щелочную – алкалоз. Постоянство pH
биологических жидкостей, тканей и органов обусловлено наличием
нескольких буферных систем, входящих в состав этих биообъектов.
Буферные системы проявляют свои буферные свойства в некотором
диапазоне значений pH (≈2 единицы) – называемом зона буферного действия.
Состав буферных систем.
Буферные системы подразделяются на два основных типа.
1. Слабая кислота и её анион, т.е. комбинация слабой кислоты и её
соли с катионом сильного основания.
2. Слабое основание и его катион. Например, аммонийная буферная
система NH3/NH4+ в растворе NH3 и NH4Cl.
Особый
“подкласс”
буферных
систем
представляют
буферные
системы, образованные из ионов и молекул амфолитов – аминокислотные и
белковые буферные системы. Некоторые примеры буферных систем
приведены в таблице 1.
2
Таблица 1.
I. Слабая кислота и её анион HA/AНазвание
Состав
Ацетатная
CH3COOH + CH3COONa
Гидрокарбонатная
Фосфатная
H2CO3 + NaHCO3
NaH2PO4 + Na2HPO4
Гемоглобиновая
Оксигемоглобиновая
Протолитическое
равновесие
CH3COO- + H+
Зона
буферного
действия
pH=3,8-5,8
H2CO3
H+ + HCO3-
pH=5,4-7,4
H2PO4-
H+ + HPO42-
рН=6,2-8,2
CH3COOH
HHb + KHb
HHbO2 + KHbO2
рН=7,2-9,2
Hb- + H+
HHb
рН=6,0-8,0
HHbO2- + H+
HHbO2
II. Слабое основание и его катион B/BH+
Аммонийная
NH3.H2O + NH4Cl
NH3 + H+
pH=8,2-10,2
NH4+
pH буферных систем.
Рассмотрим в качестве примера систем I типа ацетатную буферную
систему.
В
водных
растворах
компоненты
этой
системы
подвергаются
электролитической диссоциации.
CH3COOH
CH3COONa
CH3COO- + H+
CH3COO- + Na+
[H+][CH3COO-]
Ka(CH3COOH) =
[CH3COOH]
[H+] =
Ka(CH3COOH)[CH3COOH]
[CH3COO-]
Т.к. степень диссоциации слабой уксусной кислоты значительно понижается
в
присутствии
аниона
CH3COO-, а
соль
как
сильный
электролит
диссоциирует практически нацело, [CH3COOH] и [CH3COO-] можно заменить
3
практически им равными и легко определяемыми величинами C(CH3COOH)
и C(CH3COONa).
Тогда
[H+]
Ka.C(CH3COOH)
+] = K C(êèñë)
=
[H
,
т.е.
a
C(CH3COONa)
C(ñî ëü)
pH = -lg[H+] = pKa(CH3COOH) + lg
и, следовательно,
C(CH3COONa)
C(CH3COOH) .
А в общем виде для систем первого типа HA/A- величина pH определяется по
уравнениям 1 или 1а.
pH = pKa + lg
C(A-)
C(HA)
(1)
pH = pKa + lg
C(ñî ëü)
C(êèñë)
(1à)
Для буферных систем второго типа B/BH+ гидроксильный и
водородный показатели рассчитываются по уравнениям 2, 2а, 3, 3а.
C(î ñí )
[OH-] = Kb C(ñî ëü)
+
pOH = pKb + lg C(BH )
C(B)
pOH = pKb + lg
C(ñî ëü)
C(î ñí )
(2)
(2a)
pH = 14 - pKb + lg
C(B)
(3)
C(BH+)
pH = 14 - pKb + lg
C(î ñí )
(3a)
C(ñî ëü)
Уравнения 1-3 объединены именем авторов – уравнением Гендерсона –
Гассельбаха. (Henderson, Lawrence Joseph, 1848-1942, биохимик, США.
Hasselbalch, Karl Albert, 1874-1962, биохимик, Дания).
Из уравнений 1-3 следует вывод – величина pH буферных растворов
определяется природой кислоты или основания, входящих в состав буферной
системы (pKa, pKb) и соотношением концентраций или количеств
компонентов. Это позволяет готовить буферные растворы с заданным
4
значением pH смешиванием растворов кислоты и соли (основания и соли).
pH этих растворов вычисляют по уравнениям 4 и 5.
.
pH = pKa + lg C(cî ëü). V(ñî ëü)
C(êèñë) V(êèñë)
(4)
.
ñí )
pH = 14 - pKb + lg C(î ñí ) V(î
.
C(ñî ëü) V(ñî ëü)
(5)
где C(соль), С(кисл), C(осн), V(соль), V(кисл), V(осн) – соответствующие
характеристики исходных растворов.
Если концентрации компонентов буферных систем больше 0.1, то в
уравнениях Гендерсона-Гассельбаха необходимо учитывать коэффициенты
активности.
Механизм действия буферных систем.
Системы первого типа можно рассмотреть на примере ацетатной
буферной системы
CH3COOH
CH3COONa
CH3COO- + H+
CH3COO- + Na+
При добавлении сильной кислоты происходит связывание иона Н+ в
слабую кислоту
CH3COO- + H+
CH3COOH,
а при добавлении щелочи происходит связывание иона ОН- в слабый
электролит Н2О
CH3COOH + OH-
CH3COO- + H2O
Таким образом, в указанных процессах донором протона является
кислота, акцептором – ацетат-ион. И в том, и в другом случаях
первоначальное значение рН меняется незначительно, хотя сдвиг в область
более низких значений рН – при добавлении кислоты или в область более
5
высоких значений – при добавлении щелочи имеет место, т.к. нарушается
первоначальное соотношение
C(ñî ëü)
C(ñî ëü)
и
(см. уравнения 1-3).
C(î ñí )
C(êèñë)
Механизм буферного действия систем второго типа можно проследить на
примере аммонийной буферной системы
NH3.H2O
NH4Cl
NH4+ + OHNH4+ + Cl-
При действии кислоты:
NH3.H2O + H+
NH4+ + H2O;
при действии щёлочи:
NH4+ + OH-
NH3.H2O
Донор протонов – ион NH4+ (соль NH4Cl), акцептор протонов – основание
NH3.H2O.
Анализируя вышеописанные процессы, делаем вывод: буферное
действие систем первого и второго типов осуществляется за счет связывания
вводимых ионов Н+ и ОН- в малодиссоциированные соединения в результате
реакций этих ионов с соответствующими компонентами буферных систем.
Особый интерес представляет механизм действия белковых буферных
систем. Белки в изоэлектрическом состоянии практически не проявляют
буферных свойств. Но если к белкам добавить некоторое количество кислоты
или щёлочи, они начинают проявлять буферное действие. Часть белка
переходит в форму «белок – кислота» или в форму «белок – основание». Эти
процессы можно представить схемой:
6
RCHCOONH3+
+OH-
+H+
RCHCOO+ H2O
NH2
RCHCOOH
NH3+
"Áåëî ê - êèñëî òà"
"Áåëî ê - î ñí î âàí èå"
При действии кислоты реагирует «белок – основание»
RCHCOO+ H+
NH2
"áåëî ê - î ñí î âàí èå"
RCHCOONH3+
ñî ëü "áåëêà - î ñí î âàí èÿ"
При действии щелочи – «белок – кислота»
RCHCOOH
+ OHNH3+
"áåëî ê - êèñëî òà"
RCHCOO+ H2O
NH3+
ñî ëü "áåëêà - êèñëî òû "
Акцептор протонов – «белок – основание», донор – «белок – кислота».
Буферная ёмкость.
Способность буферных растворов противостоять изменению рН при
добавлении сильных кислот или щелочей определяется понятием буферная
ёмкость.
По предложению Ван – Слейка (Van Slyke D. 1883—1971 –
американский
биохимик)
буферная
ёмкость
измеряется
количеством
эквивалентов кислоты или щёлочи (моль, ммоль), которое нужно добавить к
1 литру буферного раствора, чтобы изменить рН на единицу:
1
n( êèñë)
z
Bêèñë 
;
ΔpH  V(ÁÐ)
1
n( ùåë)
z
Bùåë 
ΔpH  V(ÁÐ)
ìîëü
,
ë
7
где n(
1
1
кисл) и n( щел) – количества эквивалентов кислоты или щёлочи,
z
z
добавленные к буферному раствору объёмом V(БР), а ∆рН – наблюдаемое
при этом изменение рН, т.е. | рН0 – рНк |.
Практически буферную ёмкость определяют титрованием точно
отмеренного объёма буферного раствора сильной кислотой (HCl) или
щелочью (KOH, NaOH) в присутствии кислотно – основных индикаторов.
Величина буферной ёмкости рассчитывается по формулам
Âêèñë=
1
Ñ( z êèñë) . V(êèñë)
Âù åë =
;
1
Ñ( z ù åë) . V(ù åë)
V(ÁÐ) . ðÍ
V(ÁÐ) . ðÍ
Буферная ёмкость определяется двумя факторами:
1. Концентрацией кислотно-основной пары – чем выше концентрация
кислотно-основной пары, тем выше буферная ёмкость.
2. Соотношением концентраций компонентов.
Âê
1.2
1.0
0.8
0.6
0.4
0.2
1
2
3
4
5
6
7
pH
4.76
На рис. 1 показан график зависимости буферной ёмкости от рН для
системы CH3COOH/CH3COO-. Наибольшей буферной ёмкостью обладает
раствор
с
рН=4.76,
что
соответствует
отношению
С(CH3COO-)/С(CH3COOH) = 1 : 1. Наблюдаемое явление представляет собой
частный случай общей закономерности – наибольшей буферной ёмкостью
8
обладают
растворы
с
соотношением
концентраций
или
количеств
компонентов 1 : 1. При отклонении от этого соотношения буферная ёмкость
заметно снижается и практически падает до 0, если соотношение
С(соль)/С(кисл) или С(соль)/С(осн) станет меньше 0.1 или больше 10.
Таким образом, интервал значений рН, в котором буферная система
активно проявляет свои свойства, составляет приблизительно 2 единицы рН,
т.е. pH = рКа ± 1 – зона буферного действия, о чем говорилось ранее.
Буферные системы крови.
Плазма крови.
Нормальное значение рН крови 7.40 ± 0.05, т.е. а(Н+) ≈ 3.7 . 10-8 – 4 . 108
моль/л. Постоянство этих величин обеспечивается одновременным
действием гидрокарбонатной, фосфатной, белковой и аминокислотной
буферных систем.
1. Гидрокарбонатная.
Особенность этой системы состоит в том, что один из компонентов
системы – H2CO3 образуется при взаимодействии CO2 с H2O.
H2CO3
CO2(ð-ð) + H2O
В свою очередь концентрация СО2 определяется равновесием
CO2(ãàç)
CO2(ð-ð),
которое описывается законом Генри
CO2(ð-ð) = s . P(CO2)
ì î ëü
s - êî í ñòàí òà Ãåí ðè [ .
]
ë êÏ à
Т. о. в крови устанавливается равновесие
CO2(ð-ð) + H2O
H2CO3
H+ + HCO3-
В соответствии с уравнением 1 значение рН гидрокарбонатного буфера
в конечном счёте определяется концентрацией НСО3- и парциальным
давлением СО2:
9
C(HCO3-)
pH = pKa1 + lg .
s P(CO2)
C(HCO3-)
pKa1 = 6.1
C(H2CO3)
= 101.3 = 20
Очевидно, что ёмкость гидрокарбонатной системы по кислоте
значительно превышает этот показатель по щёлочи (таблица 2).
Между СО2 в альвеолах и гидрокарбонатным буфером в плазме крови
устанавливается равновесие:
2
1
CO2(ãàç)
Àòì î ñô åðà
CO2(ð-ð)
+ H2O
3
H2CO3
H+ + HCO3-
- H2O
При поступлении в кровь доноров протонов равновесие 3 смещается в
сторону Н2СО3. При этом концентрация Н2СО3 возрастает, а концентрация
НСО3- снижается. Это приводит к смещению равновесия 2 влево, в
результате
чего
равновесие
1
смещается
в
сторону
образования
газообразного СО2 , что приводит к повышению давления СО2 в лёгких и
выведению его за счёт увеличения лёгочной вентиляции.
При поступлении акцепторов протонов равновесие смещается в
обратном направлении, что приводит к растворению в плазме крови
дополнительного количества СО2, содержащегося в лёгких.
В результате описанных процессов гидрокарбонатная буферная
система эффективно обеспечивает постоянство рН плазмы крови. Эта
система содержится также в эритроцитах и почечной ткани.
2. Фосфатная буферная система.
pH = pKa(H2PO4-) + lg
C(HPO 42-)
C(H2PO4-)

C(HPO42-)
C(H 2PO4-)
4:1
10
Ёмкость данной системы по кислоте выше ёмкости по щелочи (таблица
2). Фосфатная буферная система менее мощная, чем гидрокарбонатная, что
обусловлено малым содержанием фосфатов в плазме крови.
Фосфатная система содержится также в тканях, почках, эритроцитах.
3. Белковая буферная система – представляет собой совокупность
альбуминов и глобулинов.
При
физиологическом
значении
рН = 7.40
белки
находятся
преимущественно в форме «белок – основание» и соль «белка – основания» и
ёмкость по кислоте буферной системы выше ёмкости по щелочи (таблица 2).
4. Аминокислотные буферные системы.
Почти все аминокислоты имеют значения рН заметно отличающиеся от
7.4 и мощность их невелика.
Таким образом, мощность буферных систем плазмы крови убывает в
ряду Н2СО3/НСО3- >белки > Н2РО4-/НРО42- > аминокислоты.
Эритроциты.
рН эритроцитов в норме 7.25 ± 0.05. Действуют гидрокарбонатная и
фосфатная буферные системы. Их мощность невелика по сравнению с
мощностью в плазме крови. Большую роль играет система гемоглобин –
оксигемоглобин, на долю которой приходится около 80% всей буферной
ёмкости цельной крови.
Гемоглобин – слабая кислота (рКа = 8.2), диссоциирует по схеме:
HHb
H+ + Hb-
Недиссоциированной части больше, т.е.
C(Hb-)
C(HHb)

1
9
, следовательно
буферная ёмкость системы HHb/Hb- выше по щёлочи, чем по кислоте
(таблица 2).
В легких HHb реагирует с О2,
HHb + O2
HHbO2
11
образуя оксигемоглобин, который переносится кровью в капиллярные
сосуды, откуда О2 попадает в ткани. HHbO2 – слабая кислота –рКа (HHbO2) =
6.95. Поэтому при действии доноров протонов их в первую очередь будет
нейтрализовать анион HbH+ + Hb-
HHb,
т.к. имеет большее сродство к Н+. Но при действии оснований – акцепторов
протонов – в первую очередь будет реагировать оксигемоглобин
-
HHbO2 + OH
Система HHbO2/HbO2-
-
HbO2 + H2O
осуществляет также протонирование HCO3-
ионов с последующим выделением СО2 через легкие:
HCO3- + HHbO2
HbO2- + CO2 + H2O
Необходимо также отметить участие эфиров фосфорных кислот в
поддержании постоянства рН. Фосфолипиды являются слабыми кислотами.
рКа диссоциации полярных фосфатных групп находятся в интервале 6.8-7.2.
Поэтому при физиологическом значении рН=7.25 фосфолипиды мембран
эритроцитов находятся как в виде ионизированной, так и неионизированной
формы. При этом соотношение ионизированной и неионизированной форм
составляет примерно 3:1.
Вывод – сама мембрана эритроцитов обладает буферным действием,
поддерживая постоянство рН внутренней среды эритроцитов.
Резюме
–
совокупное
действие
нескольких
обеспечивает кислотно-основной гомеостаз в организме.
буферных
систем
12
Таблица 2.
Основные буферные системы организма
Буферная система
Буферная ёмкость,
Функционирование
ммоль/л
Гидрокарбонатная
Вк = 40
Плазма, эритроциты,
Н2СО3/НСО3-
Вщ = 2
межклеточная жидкость,
почечная ткань, слюна
Гемоглобиновая
HHb/Hb-
Основная буферная система
Вщ > Вк
эритроцитов
Оксигемоглобиновая
HHbO2/HbO2
Вк > Вщ
Фосфатная
Вк = 2
Плазма, эритроциты,
Н2РО4-/НРО42-
Вщ = 0.5
почечная ткань, слюна
Белковая
Вк = 10 (альбумины)
Плазма крови, слюна
HProt/Prot-
Вк = 3 (глобулины)
Вк < 1 (фибрины)
Вк > Вщ