165664 (Буферні системи)

«Активна реакція середовища. Буферні системи організму»

План:

1. Вода як універсальний розчинник.

2. Поняття електролітичної дисоціації та сили електроліту.

3. Кислоти, луги та солі у водних розчинах.

4. Активна реакція середовища та водневий показник.

5. Поняття буферних властивостей. Механізм дії буферних систем.

Окрім механічних перенесень,частинки дисперсійної фази та дисперсій-ного середовища хімічно взаємодіють між собою. Дисперсійним середовищем більшості дисперсних систем організму є вода, яка складає біля 80 % ваги тіла. Молекула води складається з двох атомів водню ( мають по одному неспарено-му електрону ) та атома кисню який має два неспарених електрона.

_хх

Н ^{. х} О ^{х .} Н

^хх

Атоми зв′язані між собою двома ковалентними ( рівносильними , двохелектро-нними, двохцентровими ) полярними зв′язками:

_хх

Н O H

^хх

Кисень більш електронегативний ( сильніший ) атом і відтягує електронну гус-тину зв′язків на себе , набуваючи при цьому частково негативного заряду ( за-ряд електрона – ). Атоми водню, збіднені електронами, набувають часткового позитивного заряду.

^{+ – +}

H O H

Електростатичне відштовхування між однойменно зарядженими атомами, та наявність двох вільних пар електронів у атома кисню, обумовлює тетраедрич-ну будову молекул води в просторі, протилежні кінці якої заряджені різнойме-нно:

Н ⁺

О ^–

.. Н ⁺

(–)

..

(–)

Молекула – кінці якої мають протилежні заряди називається диполем.

Дипольний момент–кількісна характеристика полярності молекули, являє со-бою добуток величини зарядів на відстань між ними :

= q L (D)

Дипольна будова приводить до того, що молекули води об′єднуються між со-бою з утворенням асоціатів (рідини) за рахунок водневих зв′язків :

Н—О ---Н: О—Н :О—Н:О—Н:О—Н:О—Н:О---Н

Н Н Н Н Н Н

При цьому, хімічні властивості води залишаються незмінними ( водневі зв′язки слабкі ), а фізичні властивості змінюються дуже. Зокрема значно зростає розчи-нююча здатність води. Взаємодіючи з молекулами інших полярних речовин во-да гідратує їх, розриваючи внутрішньомолекулярні зв′язки:

_{t = 1400}⁰ C

NaCI Na⁺ + CI ^--

NaCI ^{t=20 C H}₂^O Na⁺ + CI ^--

Процес розпаду речовин на іони під впливом розчинника називається дисоціа-цією.

Йони що мають позитивний заряд (недостачу електронів) називаються катіо-нами, а йони що мають негативний заряд (надлишок електронів) називаються аніонами.

Речовини які при розчиненні утворюють розчини що володіють іонною про-відністю називають електролітами.

Кількісною характеристикою процесу дисоціації є :

ступінь дисоціації– –характеризує сильні електроліти і є відношенням кіль-кості молекул що продисоціювали до їх загальної кількості.

Константа дисоціації–К_д –характеризує слабкі електроліти. Для речовини МА, що дисоціює за схемою

М А М⁺ + А ^–

K_д = [ M⁺]^.[A^—]/ [ MA] ^. 100 %

Чому різні фізичні величини виражають глибину дисоціації ?

1. Сильні електроліти дисоціюють майже повністю. В розчині практично не за-лишається молекул що не продисоціювали : NaCI Na⁺ + CI ^--.

1. При дисоціації слабких електролітів, в розчині встановлюється динамічна рівновага між молекулами та йонами. Чим вище значення К_д тим в більшій мірі речовина розпалася на йони.

2. По силі електроліти класифікують на:

сильні – процент розпаду > 30 % H₂SO₄ , HCI , NaCI

середньої сили – процент розпаду >3 % < 30 % CH₃COOH , NH₄OH

слабкі – процент розпаду < 3 % CH₃CH(OH)COOH

Кислоти у водних розчинах дисоціюють (розпадаються) на катіони (протони ) водню та аніони кислотного залишку:

HCI H⁺ + CI ^– = 100 % ; HF H⁺ +F ^– K_д =7.0 ^.10 ^–4 ;

СН₃СООН СН₃СОО ^– + Н⁺ К_д=1.7^.10 ^–5 ; HCN H⁺ + CN ^– K_д =6.2 ^.10^—10

Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто з різною силою:

Н₃РО₄ Н⁺ + Н₂РО₄ ^– К_д = 7.1^. 10 ^–3 ;

Н₂РО₄ ^-- Н⁺ + НРО₄ ^2– К_д = 6.2^. 10 ^–8 ;

НРО₄^2-- Н⁺ + РО₄ ^3– К_д = 4.4 ^.10 ^–13 .

Основи у водних розчинах дисоціюють з утворенням катіону металу та аніону гідроксилу:

NaOH Na⁺ + OH ^– = 100% ;

Ca(OH)₂ Ca²⁺ + 2OH ^– = 30 % ;

NH₄OH NH₄⁺ + OH ^– К_д = 1.79 ^.10 ^–5 .

Солі у водних розчинах дисоціюють з утворенням катіону металу та аніону кислотного залишку.

NaCI Na⁺ + CI ^– = 100 %

Na₂SO₄ 2Na⁺ + SO₄^2– = 100 %

Майже всі солі є сильними електролітами, бо утворені за допомогою йонного зв′язку.

Отже: сила електроліту (глибина розпаду молекули) залежить від типу зв‘язку в молекулі, який визначається різницями електронегативностей елементів що його утворюють:

Розрізняють

Ковалентний неполярний Е.Н. = 0 – 0.9 Н₂ ; СІ₂ ; О₂

Ковалентний полярний Е.Н. = 0.9 –1.9 НСІ =0.9 ; HF =1.9

Йонний Е.Н. = 1.9 – 3.3. NaF = 3.1

Таблиця електронегативності деяких хімічних елементів

Елемент K Na Li Mg AL Si H C N CI Br I O F

E.H. 0.8 0.9 1.0 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 3.0 2.8 2.5 3.5 4.0

Молекули води маючи великі дипольні моменти, в невеликій кількості і самі розпадаються на йони згідно рівняння:

Н₂О Н⁺ + ОН ^– або 2Н₂О Н₃О⁺ + ОН ^– .

Виходячи із значення константи дисоціації К_д=[H⁺]^.[OH^–]/ [H₂O] = 1.86^.10 ^–16 можна зробити висновок, що вода слабкий електроліт ( із 55 млн. молекул во-ди, що містяться в одному літрі дисоціює тільки одна ). Отже , при постійній температурі концентрація недисоційованої форми величина постійна і стано-вить:

[ H₂O] = 1000/18 = 55.56 (моль/літр), де 1000 г/л – маса одного літра води, 18 г/моль – маса одного моля води. З рівняння, що визначає константу дисоціації води отримуємо вираз добутку двох констант:К_д ^. [ H₂O] = [H⁺] ^.[OH ^–], який називають іонним добутком води.

1. ^.10 ^{–16 .} 55.56 = [ H⁺] ^. [OH ^–]

10 ^–14 = [ H⁺] ^.[ OH ^–]

Іонний добуток води показує, що: зміна концентрацій одного йону не може проходити без зміни концентрації іншого; співвідношення концентрацій вільних водневих та гідроксильних йонів визна-чає активну реакцію розчину:вільні водневі йони визначають активну кислот-ність, а вільні гідроксильні йони визначають активну лужність середовища.

Розчини в яких [ H⁺] = [ OH ^–] називають нейтральними;

Розчини в яких [H⁺] > [ OH ^–] називають кислими ;

Розчини в яких [ H⁺]< [ OH ^–] називають лужними.

Виходячи з рівняння дисоціації води та виразу іонного добутку можна вста-новити активну реакцію води:

Н₂О Н⁺ + ОН ^–

[ H⁺] ^.[ OH ^–] = 10 ^–14

Поскільки при дисоціації утворюється однакова кількість протонів водню та гідроксильних аніонів, то позначивши концентрацію протонів водню через Х, приймаємо і концентрацію гідроксильних аніонів теж рівну Х.

Маємо :

Х ² = 10 ^--14

X = [ H⁺] =[ OH ^--] = 10 ^--7

Отже: вода має нейтральну реакцію .

Поскільки значення молярної концентрації протонів водню та аніонів гідрокси-лу є числа з від‘ємними показниками ступеня, то в розрахунках користуватися ними незручно . Тому, нім . вчений Зьоренсен ввів поняття водневого показни-ка рН (potens hidrojen), що означає в дослівному перекладі « сила водню»:

Водневий показник являє собою десятковий логарифм концентрації водневих іонів з від‘ємним знаком: рН = – Lg [H⁺].

Якщо [H⁺] = 10 ^–7 , то рН = – Lg [ 10 ^–7] = 7 ; [ H⁺] = 10 ^-11 то рН = 11 .

Отже: для нейтральних розчинів рН = 7 , для кислих розчинів рН 7, для луж-них розчинів рН > 7 .

Біохімічні процеси проходять при строго визначених значеннях рН. Зміна цих значень може не тільки прискорити чи загальмувати їх протікання, а і повністю змінити напрямки перебігу. Не дивлячись на те, що проміжні продукти біохі-мічних процесів мають різні значення рН, в ході обмінних реакцій кардиналь-ної зміни активної реакції середовища не відбувається завдяки наявності в ор-ганізмі речовин, що володіють буферними властивостями.

Буферні властивості проявляються у зв‘язуванні надлишку вільних водневих чи гідроксильних йонів у малодисоційовані чи менш дисоційовані молекули.

Приклад: При бігові на довгі дистанції організм перебуває у стані кисневого голоду. В нор-мі вуглеводи розпадаючись до СО₂ та Н₂О забезпечують м‘язи енергією розпаду АТФ. Проте при окисленні в умовах дефіциту кисню розпад вуглеводів проходить лише до стадії молоч-ної кислоти. Остання, будучи досить сильною кислотою К_д = 1.38 ^.10 ^{-- 4}, відчутно закислює внутріклітинне середовище (порушує баланс між концентраціями протонів водню і гідрок-сильних аніонів у сторону збільшення концентрацій перших). Нервові рецептори фіксуючи зміну рН викликають відчуття болю. Через деякий час біль проходить внаслідок нормалізації клітинного та тканинного рН завдяки дії буферних систем.

В рівняннях описаний випадок виглядить слідуючим чином:

С₆Н₁₂О₆ 2 СН₃СН(ОН)СООН

СН₃СН(ОН)СООН СН₃СН(ОН)СОО ^-- + Н ⁺ К_д = 1.38 ^.10 ^–4

NaHCO₃ Na ⁺ + НСО₃^--

Н₂СО₃ Н ⁺ + НСО₃^-- К_д = 5 ^.10 ^--11

Із значнень констант дисоціації молочної та вугільної кислот видно, що протон водню, який утворюється при дисоціації молочної кислоти, зв‘язується гідрокарбонатним аніоном у вугі-льну кислоту, яка являється значно слабкішою (гірше дисоціює) ніж молочна кислота. В ре-зультаті кількість вільних водневих іонів зменшується, кислотність середовища стабілізуєть-ся.