Osnovy_biokhimii_Uayt_tom_1 (1123309), страница 21
Текст из файла (страница 21)
Различие между этими двумя значениями лучше воспринимается в логарифмической шкале (рН 7 или б), Шкала рН разбита на !4 единиц и служит для оценки кислотности растворов, начиная 1,0 и. растворами кислот (рН О) н заканчивая 1,0 н. растворами шслочей (рн 14). Это особенно удобна для графического иэображения изв~енений (Н']. Для тога, чтобы рассчитать рН раствора с известной концентрацией ионов водорода, нужна найти логарифм (Н»] и изменить его знак иа обратнык. Например, найдем, чему равен рН раствора, содержащего 2.10-' моль,'л Н"; 122 = 0,30, 1210-в= 5, тогда!0(2-10-в) = — 0,30 — 5 = — 1,70 рН данного раствора составляет 4,70. Следует помнить, что изменение рН на единицу эквивалентна десятикратному изменению концентрации напав водорода, поскольку в основе шкалы рН лежат десятичные логарифмы.
Буферные растворы «стремятся воспренятствонать» нзмспевню (Н '], которое может быть вызвана добавтением кислот илн оснований. Обычно б)ферное действие оказывают паны слабых кислот и оснований. Сичьиые каслоты и основания в ваде дяссоцннрованы практически полностью и не содер кат резервного количества яедиссацниравакиых молекул. Слабые эдеьчролиты. проявляюшне буферные свойства, имеют важное практическое значение для живых систем, поскольку большинство клеток может выжить в довольно узкой обтастн рН. На нрактнке наилучшим буферным действием обладает смесь слабой кислоты НЛ и ее соли ВЛ, Л(ажио считать, что соль дяссоциирует полностью; следовательно, ВА сушествуст в растворе в виде В' и Л вЂ”. Прямом, что слабая иислота НА с рК 5 дает талька 10 — ' моля Н+ и А — на каждый моль кислоты, и потому в первом нрибиижеиия ее можно считать практически иеднссоцинрованной.
Вклад кислоты в концентрацию иона А- ничтожна мал по сравнению с вкладом соли ВА, и им ма,кно пренебречь; поэтому (А-] можно приравнять концентрации сали. Таким образом, уравнение (7) можно записать в следу~ашсм виде: )садь) рн = — -- рК + 10 !10) где [соль] = (Л ], з [кислота] = (НЛ]. Уравнение (1О) известно под наззаиаем уаавнения Хсндерсона — Хзссельбзха. Если слабая кислота НЛ н ее соль ВА «Бельм, 1,О О.в м О.б и 0,4 а о ш 0,2 0 2 4 Ь 8 10 12 14 РН Рис.
4.5. Рассчитанные кривые титроввния одного эквивалента уксусной кпслатгл (рК,,=4,7) и иона аммония (рК,=93). рН раствора после добавления 05 зкв. основания равен рК. Форма этой крнвой одинакова для всех одпоосновных кис- лот; положение кривой определяется рК тятруемога вешества.
присутствуют в растворе в одннаковыт концентрациях (по 0,1 мальгл). та О,! рН=5.'!5 0 ! т. е. рН раствора равен 5. Если добавить в раствор 0,01 моля ВОН, та образуются дополнительные 0,01 моля соля ВЛ и 0,01 моля Н»О (последпимн можно. пренебречь, поскольку их вклад в обшее количество воды в растворе ничтожна мал). рН полученного раствора можно снова рассчвтазь с учетом уяелпчення ьанпентрацни соли и уменьшения ггогпгеггтрацнн кислоты: 0.11 0 0'! Значеггне рН увеличилось всего на 0,09 н стадо равно 5,09.
Лналогпчкно добавление 0,01 моли сильной ннслоты уменьшило бы рН на 0.09, а конечное значение рН стало бы равно 4,91. Сапосгаяим такое наведение описаиншо буферного рве~вора с поведением раствора сильной кислоты, например НС1, прн том же значении рН 5. Концентрация НС1 прн этом рН составляет 0,ОООО! мазь/л, н добавление 0.0! моль ос!шваиня изменяет рН раствора почти до !2, т. е.
па 7 единиц, что происходит нз-за отсутствия «резервных» ведиссоцннранаппых молекул кислоты. Далге прн рН 2 (0.01 молыл НС1) добавление 0,01 маля основания понышает рН до нейтрального, т. е. на 5 единиц. Следует подчеркнуть, что в области рН 2 — !2, где слабые кислоты н основания проявляют сван буферные свойства, буферная емкость различных систем представляет основу поддержания постаинного рН. В нейтральной области рН, в которой функционирует большивство живых клеток, биологически наиболее нажнымн нвляются буферные пары угольной н фосфорной кислот. уравнения (7) в (110) записаны в такой форме, которая очень удобна длн рассмотрения процесса титрования всех слабых электролитов, Нв рис.
4.5 пока- 8 — 1148 а, Оса!опалые кОмпОненты клетки 114 вана кривая тигровапия одноосновной слабой кислоты. рН в средней точке этой кривой, соответствующей 508л необходимой для титрования кислоты (нли основанин), и есть значение рК, поскольку в этой точке [соль]7[кислота] 1, а 16[соль]![кислота] =О. Буферная емкость максимальна при рН=рК н уменьшается в более кислых или более основных растворах. Таким образом, буферная емкость определяется главным образом опаошением концентраций соли и кислоты.
Когда это отношение равно единице, рН=рК и буферная емкость максимальна. На рисунке это соответствует точке перегиба кривой титровання, а рН в точке перегиба дает рК, а.ледует подчеркнуть еще раз, что растворы слабой кислоты илн соли слабой кислоты по отдельности не проявляют свойств полной буферной системы. В случае многоосновиых кислот каждая группа имеет свое характеристиче,ское значение рК, которое монако определить по уравненпю (7). В табл. 4.2 Таблица 4.2 Значения р1'„некоторых полезных и биологически важных соединений а оеанааннне Саеаннгнне приведены значения рК ряда соединений, которые либо используются для при- готовления буферных растворов, либо интересны каь компоненты биологически важных буферных систем.
Индикаторы 1Л(ногаае слабые электролиты в различных областях рН могут быть либо характерно окрашены, либо бесаавеапы. Эти вещества используются в качестве индикаторов прн определении рН растворов. В общем виде можно прслсаавить себе, что индикатор †э кислота Н1п, коаорая может существовать в двух различно окрашенных формах: Н1п(цвет А) ~~ 1п (цвет Б) + Н* Фосйаорная кислота (рКа) Лилаоааааая кислота (рКа) Иуравьпная кислота тйшючная кислота Бензобаза кислота Уксусная кислота Лимишая кислота (рКг) Пааримащаааааай-ааон Какодиловая кислота хбаленновая кислота Угольная кислота (рКг) 2,0 3,! 3,8 39 ' 4,2 4,7 4,7 6,3 6,2 6,2 6,3 Лимонная кислота (рКг) Фосфорная кислота (рКД Имндазол Диэтилбарбитуровая кислота Тряс(окснметил)аминометан Барная кислота Ион аламоиаая Ион этиламмоння Ион триэтиламмоння Угольная ююлота (рКг) Фосфорная кислота (рКг) 6,7 7.0 8,0 8,1 9.2 9„3 9,8 10,8 !0,4 12,4 3.
БЕЛКИ. ! Из уравнения Хендерсоиа — Хассельбаха следует [1п-1 рН рК+ !й При любом рН отношение (1п)ДН!п) соответствует отношению значений оптической плотности при двух определенных длинах волн (цвет Б/цвет А). Такую смесь окрашенных веществ можно взмуальзю сравнивать с цветиыии стандартами и таким образом проводить быстрое опрелеленне рН. Перечень широко пркменяемых индикаторов и сведения об нх свойствах можно найти в химических справочниках.
4.2.4. Аминокислоты как электролиты а-Аминокислоты существуют в водных растворах преимущественно в виде билолярмотх ионов. Как было установлена для нескольких а-моноаминомонокарбоновых кислот, отношение числа биполярных ионов к числу незаряженных молекул в состоянии равновесия между этими формами 1 !1!2 ! !чНз ! Š— С вЂ” СООН вЂ” К вЂ” С вЂ” СОО ! Н Н составляет 103 — 10'. Хотя для удобства а-аминокислоты часто- изображают в виде незаряженных молекул, все они существуют в. растворах в форме анионов, катиогюв, электронейтральных биполярных ионов или смеси этих форм, причем доминирование какой- либо из них зависит от рН раствора.
Значение рН, при котором биполярный ион не перемещается в электрическом поле, называют. изозлектрической точкой (р1); прн таком рН число положительных и отрицательных зарядов в белке одинаково. рН раствора чистой аминокислоты в воде называется изоиоммой точкой. Изоэлектрические и изоионные точки аминокислоты в разбавленных растворах приблизительно совпадают. а-Аминокислоты имеют по крайней мере две (потенциально) кислотные группы: недиссоциированную карбоксильную группу и протонированную аминогруппу.
Гидрохлориды аминокислот— сильные электролиты и в воде диссоциируют С! ! 3 !3 СНЙ СОСН ч ~ С! ' ! НН3 СНК СООН образуя катион (справа). Этот катион содержит две слабокислотиые группы с характеристическими значениями рК; для удобства эти значения рК обозначены рКь рК, и т. д. (чем меньше номер, тем к более сильной кислотной группе относится константа). Таким образом, константа диссоциация рК~ упомянутой аминокислоты от- ! ОСНОВНЫЕ КОМПОНЕНТЫ КЛЕТКИ 2,6 2,6 2,4 4 22 ).а $ аа О,б О,4 0 Л 4 б 6 20 22 рН Рис. 4.6.
Кривая твтровання мовоамнномонокарбоновой кислоты, ианрпмер гликина [рК,=2,3; рКт — — 9,6). В кислом растворе А глинин сушествует в виде глициигвдроклорида; в растворе  — в виде глвдината натрия. 2)аоктектрвческая точка рl 6 [равд. 4.2.4). косится к ее карбоксильной группе: )~Нв СНЙ СО4 Н а и Н + ХН3 СНЙ СОО [Н'! [Й вЂ” ! К =— г [и+! где тт+ — катион (слева), а К'-' — биполярный иов (справа).
Если раствор гидрохлорида аминокислоты титровать, добавляя 2 экв. [т)аОН, то зависимость изменении рН от количества добавленных эквивалентов ОН будет иметь вид, представленный на рис. 4.б. После добавления 0,5 экв. основания рН раствора становится равным рК, (рК карбоксильной группы); при этом в растворе присутствуют равные количества К+ и тс †. После добавления 1 экв. основания доминирующей формой становится Й— " (биполярный иоп), а рН раствора — равным р1.
Биполярный ион — также слабая кислота благодаря наличию аммонийной группы, дпссоцппрующей следующим Образом: +Ням — СНЙ вЂ” СОО- ~м Н++ Нт)Ч вЂ” СНЙ вЂ” СОО- [Н+) [Й"! К = — — ' [Й ! где й — — биполярный ион (слева), а )т — аннан (справа). Добавление 1,5 экв. основания к раствору аминокислоты приводит к тптрованию аммонийной группы, в результате чего рН достигает рКа е валки.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
