Классификация кислотно-основных буферных систем.

Кислотно-основными буферными растворами называют такие растворы, рН которых сохраняется практически постоянным при разбавлении или добавлении небольших количеств сильной кислоты или сильного основания.

С точки зрения протонной теории буферное действие растворов обусловлено наличием кислотно-основного равновесия общего типа:

  В + Н⁺ = ВН⁺

основание сопряженная кислота

НА = Н⁺ + А^-  

кислота          сопряженное основание

 

Сопряженные кислотно-основные пары В/ВН⁺ и А^-/НА называют буферными системами.

Буферные растворы играют большую роль в жизнедеятельности. К числу исключительных свойств живых организмов относится их способность поддерживать постоянство рН биологических жидкостей, тканей и органов — кислотно-основной гомеостаз. Это постоянство обусловлено наличием нескольких буферных систем, входящих в состав этих тканей.

 

Классификация кислотно-основных буферных систем.

Буферные системы могут быть четырех типов.

1. Слабая кислотам ее анион А^-/НА. Например, ацетатная буферная система СН₃СОО^-/СН₃СООН в растворе CH₃COONa и СНзСООН, область действия - интервал рН 3,8—5,8. Водород-карбонатная система НСО₃^-/Н₂СОз в растворе NaHCO₃ и Н₂СО₃, область ее действия — рН 5,4 – 7,4.

2. Слабое основание и его катион В/ВН⁺. Например, аммиач­ная буферная система NH₃/NH₄⁺ в растворе NH₃ и NH₄CI, область ее действия — рН 8,2—10,2.

3. Анионы кислой и средней соли или двух кислых солей. Например, карбонатная буферная: система СОз^2-/НСО₃^- в растворе Na₂CO₃ и NаНСОз (область ее действия рН 9,3—11,3). Фосфатная буферная система HРО₄^2-/H₂PO₄^2- в растворе Nа₂НРО₄ и NaH₂PO₄, область ее действия рН 6,2—8,2. Эти солевые буферные системы можно отнести и к 1-му типу, так как одна из солей этих буферных систем выполняет функцию слабой кислоты. Так, в фосфатной буферной системе анион Н₂РО₄^- является слабой кислотой.

4. Ионы и молекулы амфолитов. К нимотносят аминокислотные и белковые буферные системы. Если аминокислоты или белки находятся в изоэлектрическом состоянии (суммарный заряд молекулы равен нулю), то растворы этих соединений не являются буферными. Они начинают проявлять буферное действие, когда к ним добавляют некоторое количество кислоты или щелочи. Тогда часть белка (аминокислоты) переходит из изоэлектрического состояния в форму «белок-кислота» или соответственно в форму «белок-основание». При этом образуется смесь двух форм белка:

а) слабая «белок-кислота» + соль этой слабой кислоты;

б) слабое «белок-основание» + соль этого слабого основания:

 

Таким образом, и этот тип буферных систем может быть отнесен соответственно к буферным системам 1 -го и 2-го типов.

Механизм буферного действия.

Механизм буферного действия можно понять на примере ацетатной буферной системы СНзСОО^-/СНзСООН, в основе действия которой лежит кислотно-основное равновесие:

СНзСООН = СНзСОО^-  + Н⁺;   рК_а = 4,8

Главный источник ацетат-ионов — сильный электролит СНзСООNа:

CH₃COONa ® Na⁺ + СНзСОО^-

При добавлении сильной кислоты сопряженное основание СН3СОО^~ связывает добавочные ионы Н⁺, превращаясь в слабую уксусную кислоту:

СНзСОО^-  + Н⁺ D СНзСООН

(кислотно-основное равновесие смещается влево, по Ле Шателье).

Уменьшение концентрации анионов СНзСОО- точно уравновешивается повышением концентрации молекул СНзСООН. В результате происходит небольшое изменение в соотношении концентраций слабой кислоты и ее соли, а, следовательно, и незначительно изменяется рН.

При добавлении щелочи протоны уксусной кислоты (резервная кислотность) высвобождаются и нейтрализуют добавочные ионы ОН^-, связывая их в молекулы воды:

СНзСООН + ОН^- D СНзСОО- + Н₂О

(кислотно-основное равновесие смещается вправо, по Ле Шателье). В этом случае также происходит небольшое изменение в соотношении концентраций слабой кислоты и ее соли, а, следовательно, и незначительное изменение рН. Уменьшение концентрации слабой кислоты СНзСООН точно уравновешивается повышением концентрации анионов СНзСОО^-.

Аналогичен механизм действия и других буферных систем. Например, для белкового буферного раствора, образованного кислой и солевой формами белка, при добавлении сильной кислоты ионы Н⁺ связываются солевой формой белка.

Количество слабой кислоты при этом незначительно увеличивается, а солевой формы белка — эквивалентно уменьшается. Поэтому рН остается практически постоянным.

При добавлении щелочи к этому буферному раствору ионы Н+, связанные в «белке-кислоте», высвобождаются и нейтрализуют добавленные ионы ОН^-.

Количество солевой формы белка при этом незначительно увеличивается, а «белка-кислоты» — эквивалентно уменьшается. И поэтому рН практически не изменится.

Таким образом, рассмотренные системы показывают, что буферное действие раствора обусловлено смещением кислотно-основного равновесия за счет связывания добавляемых в раствор ионов Н+ и ОН^~ в результате реакции этих ионов и компонентов буферной системы с образованием малодиссоциированных продуктов.

В основе расчета рН буферных систем лежит закон действующих масс для кислотно-основного равновесия.

Для буферной системы 1-го типа, например ацетатной, концентрацию ионов Н+ в растворе легко вычислить, исходя из константы кислотно-основного равновесия уксусной кислоты:

СНзСООН D СНзСОО- + Н+; рК_а = 4,8

Из этого соотношения следует, что концентрация ионов водорода равна

В присутствии второго компонента буферного раствора — сильного электролита СНзСООNа кислотно-основное равновесие уксусной кислоты СНзСООН сдвинуто влево (принцип Ле Шателье). Поэтому концентрация, недиссоциированных молекул, СНзСООН практически равна концентрации кислоты, а концентрация ионов СНзСОО^- — концентрации соли. В таком случае:

где с (кислота) и с (соль) — равновесные концентрации кислоты и соли. Отсюда получают уравнение Гендерсона — Гассельбаха для буферных систем 1-го типа:

В общем случае уравнение Гендерсона — Гассельбаха для буферных систем 1-го типа может быть записано в таком виде:

Для буферной системы 2-го типа, например аммиачной, концентрацию ионов Н⁺ в растворе можно рассчитать, исходя из константы кислотно-основного равновесия сопряженной кислоты NH₄⁺:

NH₄⁺ D NH₃ + Н⁺; рК_а = 9,2;

Отсюда получают уравнение Гендерсона — Гассельбаха для буферных систем 2-го типа:

Уравнение для буферных систем 2-го типа можно представить и в следующем виде:

Уравнение Гендерсона — Гассельбаха позволяет сформулировать ряд важных выводов.

1. рН буферных растворов зависит от отрицательного десятичного логарифма константы диссоциации слабой кислоты рК_а или основания рК_b и от отношения концентраций компонентов КО-пары, но практически не зависит от разбавления раствора водой.

Следует отметить, что постоянство рН хорошо выполняется при малых концентрациях буферных растворов. При концентрациях компонентов выше 0,1 моль/л необходимо учитывать коэффициенты активности ионов системы.

2. Значение рК_а любой кислоты и рК_b любого основания можно вычислить по измеренному рН раствора, если известны молярные концентрации компонентов.

 

Буферная емкость.

Способность буферных растворов сохранять постоянство рН ограничена. Прибавлять кислоту и щелочь, существенно не меняя рН буферного раствора, можно лишь в ограниченных количествах.

Величину, характеризующую способность буферного раствора противодействовать смещению реакции среды при добавлении сильных кислот или сильных оснований, называют буферной емкостью раствора.

Буферная емкость В измеряется количеством кислоты или щелочи (моль или ммоль эквивалентов), добавление которого к 1 л буферного раствора изменяет рН на единицу.

Буферная емкость, как следует из ее определения, зависит от ряда факторов.

1. Чем больше количества компонентов кислотно-основной пары основание/сопряженная кислота в растворе, тем выше буферная емкость этого раствора (следствие закона эквивалентов).

2. Буферная емкость зависит от соотношения концентраций компонентов буферного раствора, а следовательно, и от рН буферного раствора.

При рН = рК_а отношение С (соль))/ С (кисл) = 1, т.е. в растворе имеется одинаковое количество соли и кислоты. При таком соотношении концентраций рН раствора изменяется в меньшей степени, чем при других, и, следовательно, буферная емкость максимальна при равных концентрациях компонентов буферной системы и уменьшается с отклонением от этого соотношения.

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. Вне этого интервала буферная емкость быстро падает до 0.

Интервал рН = рК_а ± 1 называется зоной буферного действия.

 

Буферные системы крови.

Особенно большое значение буферные системы имеют в поддержании кислотно-основного равновесия организмов. Внутриклеточные и внеклеточные жидкости всех живых организмов, как правило, характеризуются постоянным значением рН, которое поддерживается с помощью различных буферных систем. Значение рН большей части внутриклеточных жидкостей находится в интервале от 6,8 до 7,8.

Кислотно-основное равновесие в крови человека обеспечивается водородкарбонатной, фосфатной и белковой буферными системами.

Нормальное значение рН плазмы крови составляет 7,40 ± 0,05. Этому соответствует интервал значений активной кислотности а (Н⁺) от 3,7 до 4,0*10^-8 моль/л. Так как в крови присутствуют различные электролиты — HCO₃^-, Н₂СО₃, Н₂РО₄^-, НРО₄^2-, белки, аминокислоты, это означает, что они диссоциируют в такой степени, чтобы активность а (Н⁺) находилась в указанном интервале.

В связи с тем, что содержание неорганических и органических веществ в плазме и клетках крови неодинаково, целесообразно рассмотреть эти составляющие крови отдельно.

 

Плазма крови. Водородкарбонатная буферная система НСО₃^-/Н₂СОз состоит из угольной кислоты Н₂СОз и сопряженного основания НСО₃^-. Это наиболее важная буферная система крови. Ее особенность в том, что один из компонентов—угольная кислота Н₂СОз образуется при взаимодействии растворенного в плазме СО₂ с водой:

СО₂(р) + Н₂О D Н₂СО₃

Константа равновесия этой реакции

где [СО₂(р)] — концентрация растворенного СО₂.

Между СО₂ в альвеолах и водородкарбонатным буфером в плазме крови; протекающей через капилляры легких, устанавливается цепочка равновесий.

В соответствии с уравнением Гендерсона — Гассельбаха рН водородкарбонатног,о буферного раствора определяется отношением концентрации кислоты Н₂СОз и соли NaHCO₃.

Согласно цепочке равновесий содержание Н₂СОз определяется концентрацией растворенного СО₂, которая по закону Генри пропорциональна парциальному давлению СО₂ в газовой фазе: [СО₂]_Р = К_г* р (СО₂). В конечном счете оказывается, что с(Н₂СОз) пропорциональна, р (СО₂), и выражение принимает вид

рН = 6,36 + lg С (NaHCO₃) - lg р (CO₂),

где 6,36 — отрицательный десятичный логарифм константы диссоциации угольной кислоты рК_а(Н₂СО₃) с поправкой на константу Генри; р (СО₂) — парциальное давление СО₂ в альвеолах легких.

Водородкарбонатная буферная система действует как эффективный физиологический буферный раствор вблизи рН 7,4.

При поступлении в кровь кислот — доноров Н"¹" равновесие в цепочке по принципу Ле Шателье смещается влево в результате того, что ионы НСО₃^- связывают ионы Н⁺ в молекулы Н₂СО₃. При этом концентрация Н₂СОз повышается, а концентрация ионов НСО₃^- соответственно понижается. Повышение концентрации Н₂СОз, в свою очередь, приводит к смещению равновесия влево (принцип Ле Шателье). Это вызывает распад Н₂СОз и увеличение концентрации СО₂, растворенного в плазме. В результате смещается равновесие влево и повышается давление СО₂ в легких. Избыток СО₂ выводится из организма.

При поступлении в кровь оснований—акцепторов, Н⁺ сдвиг равновесий в цепочке происходит в обратной последовательности.

В результате описанных процессов водородкарбонатная система крови быстро приходит в равновесие с СО₂ в альвеолах и эффективно обеспечивает поддержание постоянства рН плазмы крови.

Вследствие того, что концентрация NаНСОз в крови значительно превышает концентрацию Н₂СОз буферная емкость этой системы будет значительно выше по кислоте. Иначе говоря, водородкарбонатная буферная система особенно эффективно компенсирует действие веществ, увеличивающих кислотность крови. К числу таких веществ прежде всего относят молочную кислоту HLac, избыток которой образуется в результате интенсивной физической нагрузки. Этот избыток нейтрализуется в следующей цепочке реакций:

NаНСОз + HLac D NaLac + Н₂СО₃ D Н₂О + СО₂ (р) D СО₂ (г)

Таким образом эффективно поддерживается нормальное значение рН крови при слабо выраженном сдвиге рН, обусловленным ацидозом.

В замкнутых помещениях часто испытывают удушье — нехватку кислорода, учащение дыхания. Однако удушье связано не столько с недостатком кислорода, сколько с избытком СО₂.

Избыток СО₂ в атмосфере согласно закону Генри приводит к дополнительному растворению СО₂ в крови. А это приводит к понижению рН крови, т. е. к ацидозу.

Водородкарбонатная буферная система наиболее «быстро» отзывается на изменение рН крови.

Ее буферная емкость по кислоте составляет В* = 40 ммоль/л плазмы крови, а буферная емкость по щелочи значительно меньше и равна примерно В_щ = 1—2 ммоль/л плазмы крови.

 

Фосфатная буферная система. HPO₄^2-/H₂PO₄^- состоит из слабой кислоты Н₂РО₄^- и сопряженного основания НРО₄^2-. В основе ее действия лежит кислотно-основное равновесие:

Н₂РО₄^- D Н⁺ + НРО₄^2-

Фосфатная буферная система способна сопротивляться изменению рН в интервале 6,2—8,2, т. е. обеспечивает значительную долю буферной емкости крови.

Из уравнения Гендерсона — Гассельбаха для этой буферной системы следует, что в норме при рН 7,4 отношение концентраций соли (НРО₄^2-) и кислоты (Н₂РО₄^-) примерно составляет 1,6.

Фосфатная буферная система имеет более высокую емкость по кислоте, чем по щелочи. Поэтому она эффективно нейтрализует кислые метаболиты, поступающие в кровь, например молочную кислоту HLac:

НРО₄^2- + HLac D Н₂РО₄^- + Lac^-

Однако различия буферной емкости данной системы по кислоте и щелочи не столь велики, как у водородкарбонатной: В_к = 1—2, ммоль/л;          В_ш = 0,5 ммоль/л. Поэтому фосфатная система участвует в нейтрализации как кислых, так и основных продуктов метаболизма. В связи е малым содержанием фосфатов в плазме крови она менее мощная, чем водородкарбонатная буферная система.

 

Белковая буферная система, состоит из «белка-основания» и «белка-соли». Соответствующее кислотно-основное равновесие в средах, близких к нейтральным, смещено влево и «белок-основание» преобладает.

Основную часть белков плазмы крови (~90%) составляют альбумины и глобулины. Изоэлектрические токи этих белков (число катионных и анионных групп одинаково, заряд молекулы белка равен нулю) лежат в слабокислой среде при рН 4,9—6,3, поэтому в физиологических условиях при рН 7,4 белки находятся преимущественно в формах «белок-основание» и «белок-соль».

Буферная емкость, определяемая белками плазмы, зависит от концентрации белков, их вторичной и третичной структуры и числа свободных протон-акцепторных групп. Эта система может нейтрализовать как кислые, так и основные продукты. Однако вследствие преобладания формы «белок-основание» ее буферная емкость значительно выше по кислоте и составляет для альбуминов В_к = 10 ммоль/л, а для глобулинов В_к = 3 ммоль/л.

Буферная емкость свободных аминокислот плазмы крови незначительна как по кислоте, так и по щелочи. Это связано с тем, что почти все аминокислоты имеют значения рК_а, очень далекие от p К_а = 7. Поэтому при физиологическом значении рН их мощность мала. Практически только одна аминокислота — гистидин (р К_а = 6,0) обладает значительным буферным действием при значениях рН, близких к рН плазмы крови.

Таким образом, мощность буферных систем плазмы крови уменьшается в направлении

Уменьшение мощности буферных систем

HC О₃^- / H ₂ CO ₃  >  Белки  > HPO ₄ ^2- / Н₂ PO ₄ ^-  >  Аминокислоты

Эритроциты.

Во внутренней среде эритроцитов в норме поддерживается постоянное рН, равное 7,25. Здесь также действуют водородкарбонатная и фосфатная буферная системы. Однако их мощность отличается от таковой в плазме крови. Кроме того, в эритроцитах белковая система гемоглобин — оксигемоглобин играет важную роль как в процессе дыхания (транспортная функция по переносу кислорода к тканям и органам и удалению из них метаболической СО₂), так и в поддержании постоянства рН внутри эритроцитов, а в результате и в крови в целом. Необходимо отметить, что эта буферная система в эритроцитах тесно связана с водородкарбонатной системой.

Так как рН внутри эритроцитов равен 7,25, то соотношение концентраций соли (НСО₃^-) и кислоты (Н₂СОз) здесь несколько меньше, чем в плазме крови. 

Хотя буферная емкость этой системы по кислоте внутри эритроцитов несколько меньше, чем в плазме, она эффективно поддерживает постоянство рН.

Фосфатная буферная система играет в клетках крови гораздо более важную роль, чем в плазме крови. Прежде всего это связано с большим содержанием в' эритроцитах неорганических фосфатов. Кроме того, большое значение в поддерживании постоянства рН имеют эфиры фосфорных кислот, главным образом фосфолипиды, составляющие основу мембран эритроцитов.

Фосфолипиды являются относительно слабыми кислотами. Значения рК_а диссоциации фосфатных групп находятся в пределах от 6,8 до 7,2. Поэтому при физиологическом рН 7,25 фосфолипиды мембран эритроцитов находятся как в виде неионизированных, так и ионизированных форм. Иначе говоря, в виде слабой кислоты и ее соли.

При этом соотношение концентраций соли и слабой кислоты составляет примерно (1,5 — 4): 1. Следовательно, сама мембрана эритроцитов обладает буферным действием, поддерживая постоянство рН внутренней среды эритроцитов.

Таким образом, в поддержании постоянства кислотно-щелочного равновесия в крови участвует ряд буферных систем, обеспечивающих кислотно-основной гомеостаз в организме.