Буферні системи (стр. 2 из 2)
Виходячи із значення константи дисоціації Кд=[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:Кд . [ H2O] = [H+] .[OH –], який називають іонним добутком води.
1.86 .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. Недивлячись 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 Кд = 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 + Кд = 1.38 .10 –4
NaHCO3 Na + + НСО3--
Н2СО3 Н + 
+ НСО3-- Кд = 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.
Н+ + НСО3– Н2СО3 Н2О + СО2Речовини, які володіють буферними властивостями (буферні системи ) явля-ють собою:
1. Суміші розчинів слабких кислот з розчинами їх солей від сильних основ (кислотні б.с.).
2.Суміші розчинів слабких основ з розчинами їх солей від сильних кислот ( ос-новні б.с.).
Серед кислотних буферних систем найбільше значення в організмі мають слідуючі:
Гідрокарбонатна: Н2СО3 + NaHCO3
Ацетатна: СН3СООН + СН3СООNa
Фосфатна:NaH2PO4 + Na2HPO4
Білкова: білок-кислота + білок-сіль,
асередосновних
Амонійна:NH4OH + NH4CI .
Буферна дія системи не безмежна, вона визначається буферною ємністю, яка кількісно характеризує здатність системи підтримувати буферну дію. Вимірює-ться кількістю сильної кислоти чи лугу, яку необхідно додати до 1 літру роз-чину щоб його рН змінилося на одиницю.
При розведенні чи концентруванні буферних розчинів, буферна дія зберігається, змінюється лише буферна ємність: при розведенні вона зменшується, при концентруванні– збільшується.
Систематичні тренування приводять до збільшення буферних ємностей орга-нізму.
Питання для самоконтролю
1. Електронна та просторова будова молекул води.
2. Характеристика електролітів, поняття ступеня та константи дисоціації.
3. Кислоти, основи, солі як електроліти.
4. Рівняння іонного добутку води, його наслідки.
5. Поняття водневого показника. Нейтральні, кислі та лужні розчини.
6. Характеристика та класифікація буферних систем.
7. Механізм дії буферних систем.