Кислотность и щелочность растворов.

Свойства и биологическая роль вводно-дисперсных систем организма сильно зависят от концентрации водородных и гидроксильных ионов в них. Избыток водородных или гидроксильных ионов может не только ускорить или замедлить протекание биохимических процессов, но и изменить их направление. Концентрация свободных водородных ионов определяет кислотность, а концентрация свободных гидроксильных ионов – щелочность растворов. Соотношение этих концентраций определяет реакцию среды раствора. Если концентрация водородных ионов больше, чем гидроксильных, в растворе кислая среда. Если наоборот – щелочная среда. Чистая вода имеет нейтральную среду. Вода может диссоциировать на ионы по уравнению:

H₂O ↔ H⁺ + OH^-,

или корректнее:

H₂O + H₂O ↔ H₃O⁺ + OH^-

Константа диссоциации воды очень мала и составляет 1,8^.10^-16. Это значит, что приблизительно из 55 миллионов молекул воды на ионы диссоциирует только одна. Концентрацию молекул воды в чистой воде можно считать постоянной и равной 55,56 моль/л (1000/18). Подставляя это значение в формулу константы диссоциации воды, получаем новую константу – ионное произведение воды:

К_воды = С_[H+] ^. С_[OH-] = 1,8^.10^{-16 .} 55,56 = 10^-14.

Значение 10^-14 показывает, что в чистой воде произведение концентраций водородных и гидроксильных ионов есть величина постоянная и изменение концентрации одного из ионов не может происходить без строго определенного изменения концентрации другого иона. Это дает возможность вычислять концентрацию одного из ионов если известна концентрация другого иона.

Для количественной характеристики реакции среды используют концентрацию ионов водорода. При диссоциации воды образуется равное количество ионов водорода и гидроксила. Их концентрация рассчитывается по формуле:

С_[H+] = С_[OH-] = = 10^-7 моль/л.

Числом с отрицательным показателем степени пользоваться неудобно, поэтому для характеристики реакции среды растворов применяют водородный показатель (рН), который равен:

pH = - lg С_[H+]

Зависимость между концентрацией водородных и гидроксильных ионов, водородным показателем и реакцией среды представлена в таблице 2.

Таблица 2. Шкала водородного показателя.

Величины рН некоторых жидкостей представлены в таблице 3.

Таблица 3. Величины рН некоторых жидкостей.

Буферное действие растворов

В процессе обмена веществ постоянно образуются промежуточ­ные продукты кислого или щелочного характера, которые должны были бы сильно изменять активную реакцию внутренней среды ор­ганизма. Однако этих изменений либо совсем не происходит, ли­бо наблюдаются незначительные сдвиги рН. Это объясняется на­личием в организме систем веществ, обладающихбуферными свойствами, которые проявляются в связывании избытка водородных или гидроксильных ионов в слабо диссоциирующие молекулы. Буферное действие сохраняется при разбавлении и концентрировании буферных растворов.

Типичные буферные системы представляют собой смеси рас­творов слабых кислот с растворами их солей от сильных оснований или смеси растворов слабых оснований с растворами их солей от сильных кислот (табл. 4).

Таблица 4. Наиболее распространенные буферные системы живых организмов.

Бикарбонатный буфер составляет 53% буферной емкости кро­ви, фосфатный - 5%, белковый буфер плазмы - 7%, гемоглобиновый - 35%. Внутри клеток макси­мальной буферной емкостью обладают белковые системы, несколько меньшей - фосфатная и бикарбонатная. В эритроцитах более 80% буферной емкости обеспечива­ют системы гемоглобина и оксигемоглобина.

Действие буферных систем рассмотрим на примере бикарбонатной системы. Считая диссоциацию угольной кислоты незначительной, а диссоциацию ее соли полной, состав бикарбонатной системы можно представить таким образом: Н₂СО₃ + НСО₃^- + Na⁺ . Если к этой системе добавить избыток сильной кислоты, напри­мер часто образующейся в обменных процессах молочной кислоты, почти пол­ностью диссоциированной на ионы СН₃СНОНСОО^- и Н⁺, то в реакцию с избыт­ком водородных ионов вступят анионы НСО₃^-:

СН₃СНОНСОО^- + Н⁺ + НСО₃^- + Na⁺ = СН₃СНОНСОО^- + Na⁺ + Н₂СО₃. Образуются слабодиссоциирующие мо­лекулы Н₂СО₃, в которых избыток водородных ионов оказывается связанным. Остающиеся в растворе анионы СН₃СНОНСОО^- и катионы Na⁺ не влияют на активную реакцию среды раствора. Мо­лекулы угольной кислоты Н₂СО₃ разлагаются с выделением углекислого газа:

Н₂СО₃ = Н₂O + CO₂.

Если к этой буферной системе добавить избыток щелочи, например NаОН, почти полностью диссоциированной в растворе на ионы Na⁺ и ОН^-, то в реак­цию с избытком гидроксильных ионов вступают молекулы Н₂СО₃, степень дис­социации которых увеличивается вследствие связывания водородных ионов с гидроксильными в слабо диссоциирующие молекулы воды:

Н₂СО₃ = Н⁺ + НСО₃^-; Н⁺ + НСО₃^- + Na⁺ +ОН^- = Н₂O +Nа⁺ + НСО₃^-.

Остающиеся в растворе анионы НСО₃^- и катионы Nа⁺ не влияют на активную реакцию среды. По этому же принципу действуют и другие буферные системы.

Буферное действие системы не безгранично. При добавлении слишком большого количества кислоты или щелочи запас буфер­ных веществ системы исчерпывается и активная реакция среды изменяется. Количественное выражение способности раствора к буферному действию называется буферной емкостью. Она измеря­ется числом грамм-эквивалентов сильной кислоты или щелочи, ко­торое нужно прибавить к 1 л раствора, чтобы его рН изменился на 1.

Способность буферных систем нейтрализовать кислоты значи­тельно больше, чем способность нейтрализовать щелочи. Буферные системы срабатывают быстро – в течение нескольких секунд. Основным механизмом поддержания постоянства реакции сре­ды при накоплении большого количества щелочей является выде­ление с мочой избытка щелочных солей. При избытке кислот уси­ливается выведение с мочой ионов Н⁺, а щелочные соли удержи­ваются в крови. Из кровеносных капилляров в клетки стенок почечных канальцев по­ступает СО₂. Под действием карбоангидразы из него обра­зуется угольная кислота, диссоциирующая на ионы Н⁺ и НСО₃^-. Распад угольной кисло­ты усиливается тем, что из просвета почечного канальца в клетку поступают ионы нат­рия, содержащиеся в первич­ной моче. На их место в мочу выделяются водородные ионы. Моча закисляется, а бикарбо­нат выделяется из клетки в кровь, увеличивая ее щелочной резерв. Уменьшение кис­лотности крови за счет закисления мочи происходит также при превращении в почках двузамещенных фосфатов в однозамещенные и при связывании водород­ных ионов с молекулами аммиака в ионы аммония, которые по­ступают в мочу.

Нормализация кислотно-щелочного равновесия с участием по­чек осуществляется сравнительно медленно - за 10-20 часов.

В поддержании постоянства рН организма значительную роль играют процессы дыхания, так как образующийся углекислый газ усиленно выводится через легкие. Влияние дыхательной системы на кислотно-щелочное равновесие проявляется через 1-3 мин после наметившегося сдвига его в крови.

В покое реакция крови и клеточного содержимого слабощелоч­ная: рН артериальной крови равен 7,37-7,41, венозной - 7,34-7,35, в клетке он немного ниже. При поступлении с пищей большо­го количества кислых или щелочных продуктов, выполнении на­пряженной мышечной работы или при заболеваниях рН может из­меняться, но в очень небольших пределах: рН крови колеблется от 7,0 (у высокотренированных спортсменов от 6,8) до 7,7; в клет­ках - от 6,0 до 8,0; в моче - от 5,5 до 7,5. Изменение рН про­исходит только после исчерпания буферных резервов. Состояние организма, характеризующееся накоплением веществ кислого ха­рактера, получило названиеацидоза, а щелочного- алкалоза.Если рН при этом остается без изменения, то ацидоз или алкалоз называетсякомпенсированным. При изменении активной реакции среды говорят онекомпенсированных ацидозе или алкалозе.

Так как в ходе метаболических реакций образуется больше кислых, чем щелочных, продуктов, особое значение имеетщелочной буферный резерв. Его можно несколько повысить, увеличив по­требление растительных продуктов и систематически выполняя специальные физические упражнения.