Буферні системи організму

Окрім механічних перенесень,частинки дисперсійної фази та дисперсійного 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 неспареному електрону ) та атома кисню який має два неспарених електрона.

Атоми зв′язані між собою двома ковалентними ( рівносильними , двохелектронними, двохцентровими ) полярними зв′язками:
    
Кисень більш електронегативний ( сильніший ) атом і відтягує електронну густину зв′язків на себе, набуваючи при цьому частково негативного заряду ( заряд електрона – ). Атоми водню, збіднені електронами, набувають часткового позитивного заряду.

   
Електростатичне відштовхування між однойменно зарядженими атомами, та наявність двох вільних пар електронів у атома кисню, обумовлює тетраедричну будову молекул води в просторі, протилежні кінці якої заряджені різнойменно:

   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 собою 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 = 14000 C
NaCI Na+ + CI --


NaCI t=20 C H2O Na+ + CI --

Процес розпаду речовин на іони під впливом розчинника називається дисоціацією.
Йони що мають позитивний заряд (недостачу електронів) називаються катіонами, 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–Кд характеризує слабкі електроліти. Для речовини МА, що дисоціює за схемою МА М+ + А –

Kд = [ 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 --.
2. При дисоціації слабких електролітів, в розчині встановлюється динамічна рівновага між молекулами та йонами. Чим вище значення Кд тим в більшій мірі речовина розпалася на йони.

3. 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 – Kд =7.0 .10 –4 ;

СН3СООН СН3СОО – + Н+ Кд=1.7.10 –5 ; HCN H+ + CN – Kд =6.2 .10—10
Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто з різною силою:
Н3РО4 Н+ + Н2РО4 – Кд = 7.1. 10 –3 ;
Н2РО4 -- Н+ + НРО4 2– Кд = 6.2. 10 –8 ;
НРО42-- Н+ + РО4 3– Кд = 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 – Кд = 1.79 .10 –5 .
Солі у водних розчинах дисоціюють з утворенням катіону металу та аніону кислотного залишку.
NaCI Na+ + CI – = 100 %

Na2SO4 2Na+ + SO42– = 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 Кд=[H+].[OH–]/ [H2O] = 1.86.10 –16 можна зробити висновок, що вода слабкий електроліт ( із 55 млн. молекул води, 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 гідроксилу є числа з від‘ємними показниками ступеня, то в розрахунках користуватися ними незручно . Тому, нім . вчений Зьоренсен ввів поняття водневого показника 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 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 + СО2

Речовини, 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,
а серед основних
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 зберігаєть-ся, змінюється лише буферна ємність: при розведенні вона зменшується, при концентруванні– збільшується.
Систематичні тренування приводять до збільшення буферних ємностей орга-нізму.