1
ЛЕКЦИИ 9-10.
Буферные системы.
Буферные системы – совокупность нескольких веществ в растворе,
сообщающих ему буферные свойства, т.е. способность противостоять
изменению
активной
реакции
среды
(pH)
при
разбавлении,
концентрировании раствора или при добавлении к нему небольших
количеств сильной кислоты или щёлочи.
Буферные системы широко распространены в природе: они находятся в
водах мирового океана, почвенных водах и особенно в живых организмах,
где выступают в качестве регуляторов, поддерживающих активную реакцию
среды на определённых условиях, необходимых для нормального протекания
жизненных
процессов.
кислотно-основного
Буферные
равновесия,
системы
обеспечивают
соответствующего
состояние
норме
–
протолитический гомеостаз. Смещение протолитического равновесия в
кислую область вызывает ацидоз, в щелочную – алкалоз. Постоянство pH
биологических жидкостей, тканей и органов обусловлено наличием
нескольких буферных систем, входящих в состав этих биообъектов.
Буферные системы проявляют свои буферные свойства в некотором
диапазоне значений pH (≈2 единицы) – называемом зона буферного действия.
Состав буферных систем.
Буферные системы подразделяются на два основных типа.
1. Слабая кислота и её анион, т.е. комбинация слабой кислоты и её
соли с катионом сильного основания.
2. Слабое основание и его катион. Например, аммонийная буферная
система NH3/NH4+ в растворе NH3 и NH4Cl.
Особый
“подкласс”
буферных
систем
представляют
буферные
системы, образованные из ионов и молекул амфолитов – аминокислотные и
белковые буферные системы. Некоторые примеры буферных систем
приведены в таблице 1.
2
Таблица 1.
I. Слабая кислота и её анион HA/AНазвание
Состав
Ацетатная
CH 3 COOH + CH 3 COONa
Гидрокарбонатная
Фосфатная
H 2 CO 3 + NaHCO 3
H 2 CO 3
NaH 2 PO 4 + Na 2 HPO 4
H 2 PO 4
Гемоглобиновая
Оксигемоглобиновая
Протолитическое
равновесие
-
CH 3 COO + H
CH 3 COOH
H Hb + K H b
-
pH=5,4-7,4
+
2-
рН=6,2-8,2
H + H PO 4
-
Hb + H
HHb
HHbO 2 + KHbO 2
+
H + HCO 3
-
рН=7,2-9,2
+
-
HHbO 2
+
Зона
буферного
действия
pH=3,8-5,8
HHbO 2 + H
рН=6,0-8,0
+
II. Слабое основание и его катион B/BH+
Аммонийная
.
NH 3 H 2 O + NH 4 Cl
NH3 + H
+
NH4
pH=8,2-10,2
+
pH буферных систем.
Рассмотрим в качестве примера систем I типа ацетатную буферную
систему.
В
водных
растворах
компоненты
этой
системы
подвергаются
электролитической диссоциации.
C H 3C O O H
C H 3C O O - + H +
C H 3C O O N a
C H 3C O O - + N a +
K a (C H 3 C O O H ) =
[H + ] =
[H + ][C H 3 C O O - ]
[C H 3 C O O H ]
K a (C H 3 C O O H )[C H 3 C O O H ]
[C H 3 C O O - ]
Т.к. степень диссоциации слабой уксусной кислоты значительно понижается
в
присутствии
аниона
CH3COO-, а
соль
как
сильный
электролит
диссоциирует практически нацело, [CH3COOH] и [CH3COO-] можно заменить
3
практически им равными и легко определяемыми величинами C(CH3COOH)
и C(CH3COONa).
Тогда
K a .C (C H 3 C O O H )
C (ки сл)
[H ] =
[H + ] = K a
,
т.е.
C (C H 3 C O O N a)
C (соль)
+
pH = -lg[H + ] = pK a (C H 3 C O O H ) + lg
C (C H 3 C O O N a)
C (C H 3 C O O H )
и, следовательно,
.
А в общем виде для систем первого типа HA/A- величина pH определяется по
уравнениям 1 или 1а.
pH = p K a + lg
C (A - )
C (H A )
(1 )
pH = p K a + lg
C (сол ь)
C (ки сл )
(1а )
Для буферных систем второго типа B/BH+ гидроксильный и
водородный показатели рассчитываются по уравнениям 2, 2а, 3, 3а.
[O H - ] = K b
C (осн )
C (сол ь)
pO H = pK b + lg
C (B H + )
C (B )
(2)
pO H = pK b + lg
C (сол ь)
C (осн )
(2a)
pH = 14 - pK b + lg
pH = 14 - pK b + lg
C (B )
C (B H + )
(3)
C (осн )
(3a)
C (соль)
Уравнения 1-3 объединены именем авторов – уравнением Гендерсона –
Гассельбаха. (Henderson, Lawrence Joseph, 1848-1942, биохимик, США.
Hasselbalch, Karl Albert, 1874-1962, биохимик, Дания).
Из уравнений 1-3 следует вывод – величина pH буферных растворов
определяется природой кислоты или основания, входящих в состав буферной
системы (pKa, pKb) и соотношением концентраций или количеств
компонентов. Это позволяет готовить буферные растворы с заданным
4
значением pH смешиванием растворов кислоты и соли (основания и соли).
pH этих растворов вычисляют по уравнениям 4 и 5.
pH = pK a + lg
C (cол ь) .V (соль)
C (ки сл) .V (ки сл )
pH = 14 - pK b + lg
(4)
C (осн ) .V (осн )
C (соль) .V (сол ь)
(5)
где C(соль), С(кисл), C(осн), V(соль), V(кисл), V(осн) – соответствующие
характеристики исходных растворов.
Если концентрации компонентов буферных систем больше 0.1, то в
уравнениях Гендерсона-Гассельбаха необходимо учитывать коэффициенты
активности.
Механизм действия буферных систем.
Системы первого типа можно рассмотреть на примере ацетатной
буферной системы
C H 3C O O H
C H 3C O O - + H +
C H 3C O O N a
C H 3C O O - + N a +
При добавлении сильной кислоты происходит связывание иона Н+ в
слабую кислоту
CH 3 COO - + H +
CH 3 COOH,
а при добавлении щелочи происходит связывание иона ОН- в слабый
электролит Н2О
CH 3 COOH + OH -
CH 3 COO - + H 2 O
Таким образом, в указанных процессах донором протона является
кислота, акцептором – ацетат-ион. И в том, и в другом случаях
первоначальное значение рН меняется незначительно, хотя сдвиг в область
более низких значений рН – при добавлении кислоты или в область более
5
высоких значений – при добавлении щелочи имеет место, т.к. нарушается
первоначальное соотношение
C (соль)
C (осн )
и
C (соль)
C (ки сл)
(см. уравнения 1-3).
Механизм буферного действия систем второго типа можно проследить на
примере аммонийной буферной системы
N H 3 .H 2 O
N H 4+ + O H -
N H 4C l
N H 4+ + C l-
При действии кислоты:
NH 3 .H 2 O + H +
NH 4 + + H 2 O;
при действии щёлочи:
NH 4 + + OH -
NH 3 .H 2 O
Донор протонов – ион NH4+ (соль NH4Cl), акцептор протонов – основание
NH3.H2O.
Анализируя вышеописанные процессы, делаем вывод: буферное
действие систем первого и второго типов осуществляется за счет связывания
вводимых ионов Н+ и ОН- в малодиссоциированные соединения в результате
реакций этих ионов с соответствующими компонентами буферных систем.
Особый интерес представляет механизм действия белковых буферных
систем. Белки в изоэлектрическом состоянии практически не проявляют
буферных свойств. Но если к белкам добавить некоторое количество кислоты
или щёлочи, они начинают проявлять буферное действие. Часть белка
переходит в форму «белок – кислота» или в форму «белок – основание». Эти
процессы можно представить схемой:
6
RCHCOON H 3+
+OH-
RCHCOONH2
+H+
RCHCOOH
+ H 2O
N H 3+
"Б елок - ки слота"
"Б елок - о сн ован и е"
При действии кислоты реагирует «белок – основание»
RCHCOONH2
+ H
RCHCOO-
+
N H 3+
"бе лок - основан ие"
соль "белка - о сн овани я"
При действии щелочи – «белок – кислота»
RCHCOOH
N H 3+
+ OH
-
"бе лок - ки слота"
RCHCOON H 3+
+ H 2O
соль "бе лка - ки слоты "
Акцептор протонов – «белок – основание», донор – «белок – кислота».
Буферная ёмкость.
Способность буферных растворов противостоять изменению рН при
добавлении сильных кислот или щелочей определяется понятием буферная
ёмкость.
По предложению Ван – Слейка (Van Slyke D. 1883—1971 –
американский
биохимик)
буферная
ёмкость
измеряется
количеством
эквивалентов кислоты или щёлочи (моль, ммоль), которое нужно добавить к
1 литру буферного раствора, чтобы изменить рН на единицу:
1
êèñë)
z
B
;
êèñë
ΔpH V(ÁÐ)
n(
1
ùåë)
z
ΔpH V(ÁÐ)
n(
B
ùåë
ìîëü
ë
,
7
где n(
1
z
кисл) и n(
1
z
щел) – количества эквивалентов кислоты или щёлочи,
добавленные к буферному раствору объёмом V(БР), а ∆рН – наблюдаемое
при этом изменение рН, т.е. | рН0 – рНк |.
Практически буферную ёмкость определяют титрованием точно
отмеренного объёма буферного раствора сильной кислотой (HCl) или
щелочью (KOH, NaOH) в присутствии кислотно – основных индикаторов.
Величина буферной ёмкости рассчитывается по формулам
1
С ( ки сл) . V (ки сл)
z
В кисл =
V (Б Р) .
В щел
;
1
С ( щ ел) . V (щ ел)
z
=
V (Б Р) .
рН
рН
Буферная ёмкость определяется двумя факторами:
1. Концентрацией кислотно-основной пары – чем выше концентрация
кислотно-основной пары, тем выше буферная ёмкость.
2. Соотношением концентраций компонентов.
Вк
1.2
1 .0
0 .8
0 .6
0 .4
0 .2
1
2
3
4
5
6
7
pH
4 .7 6
На рис. 1 показан график зависимости буферной ёмкости от рН для
системы CH3COOH/CH3COO-. Наибольшей буферной ёмкостью обладает
раствор
с
рН=4.76,
что
соответствует
отношению
С(CH3COO-)/С(CH3COOH) = 1 : 1. Наблюдаемое явление представляет собой
частный случай общей закономерности – наибольшей буферной ёмкостью
8
обладают
растворы
с
соотношением
концентраций
или
количеств
компонентов 1 : 1. При отклонении от этого соотношения буферная ёмкость
заметно снижается и практически падает до 0, если соотношение
С(соль)/С(кисл) или С(соль)/С(осн) станет меньше 0.1 или больше 10.
Таким образом, интервал значений рН, в котором буферная система
активно проявляет свои свойства, составляет приблизительно 2 единицы рН,
т.е. pH = рКа ± 1 – зона буферного действия, о чем говорилось ранее.
Буферные системы крови.
Плазма крови.
Нормальное значение рН крови 7.40 ± 0.05, т.е. а(Н+) ≈ 3.7 . 10-8 – 4 . 108
моль/л. Постоянство этих величин обеспечивается одновременным
действием гидрокарбонатной, фосфатной, белковой и аминокислотной
буферных систем.
1. Гидрокарбонатная.
Особенность этой системы состоит в том, что один из компонентов
системы – H2CO3 образуется при взаимодействии CO2 с H2O.
H 2 CO 3
CO 2 (р-р) + H 2 O
В свою очередь концентрация СО2 определяется равновесием
CO 2 (газ)
CO 2 (р-р),
которое описывается законом Генри
C O 2 (р-р) = s . P (C O 2 )
м оль
s - кон стан та Г ен ри [
]
л . кП а
Т. о. в крови устанавливается равновесие
CO 2 (р-р) + H 2 O
H 2 CO 3
H + + HCO 3 -
В соответствии с уравнением 1 значение рН гидрокарбонатного буфера
в конечном счёте определяется концентрацией НСО3- и парциальным
давлением СО2:
9
pH = pK a 1 + lg
C (H C O 3 - )
s . P (C O 2 )
C (H C O 3 - )
pK a 1 = 6.1
= 10 1.3 = 20
C (H 2 C O 3 )
Очевидно, что ёмкость гидрокарбонатной системы по кислоте
значительно превышает этот показатель по щёлочи (таблица 2).
Между СО2 в альвеолах и гидрокарбонатным буфером в плазме крови
устанавливается равновесие:
2
1
C O 2 (газ)
А тм осф ера
C O 2 (р-р)
+ H 2O
H 2C O 3
3
- H 2O
H + + H C O 3-
При поступлении в кровь доноров протонов равновесие 3 смещается в
сторону Н2СО3. При этом концентрация Н2СО3 возрастает, а концентрация
НСО3- снижается. Это приводит к смещению равновесия 2 влево, в
результате
чего
равновесие
1
смещается
в
сторону
образования
газообразного СО2 , что приводит к повышению давления СО2 в лёгких и
выведению его за счёт увеличения лёгочной вентиляции.
При поступлении акцепторов протонов равновесие смещается в
обратном направлении, что приводит к растворению в плазме крови
дополнительного количества СО2, содержащегося в лёгких.
В результате описанных процессов гидрокарбонатная буферная
система эффективно обеспечивает постоянство рН плазмы крови. Эта
система содержится также в эритроцитах и почечной ткани.
2. Фосфатная буферная система.
pH = pK a (H 2 P O 4 - ) + lg
C ( H P O 42- )
C ( H 2 P O 4 -)
C (H P O 4 2- )
C (H 2 P O 4 - )
4:1
10
Ёмкость данной системы по кислоте выше ёмкости по щелочи (таблица
2). Фосфатная буферная система менее мощная, чем гидрокарбонатная, что
обусловлено малым содержанием фосфатов в плазме крови.
Фосфатная система содержится также в тканях, почках, эритроцитах.
3. Белковая буферная система – представляет собой совокупность
альбуминов и глобулинов.
При
физиологическом
значении
рН = 7.40
белки
находятся
преимущественно в форме «белок – основание» и соль «белка – основания» и
ёмкость по кислоте буферной системы выше ёмкости по щелочи (таблица 2).
4. Аминокислотные буферные системы.
Почти все аминокислоты имеют значения рН заметно отличающиеся от
7.4 и мощность их невелика.
Таким образом, мощность буферных систем плазмы крови убывает в
ряду Н2СО3/НСО3- >белки > Н2РО4-/НРО42- > аминокислоты.
Эритроциты.
рН эритроцитов в норме 7.25 ± 0.05. Действуют гидрокарбонатная и
фосфатная буферные системы. Их мощность невелика по сравнению с
мощностью в плазме крови. Большую роль играет система гемоглобин –
оксигемоглобин, на долю которой приходится около 80% всей буферной
ёмкости цельной крови.
Гемоглобин – слабая кислота (рКа = 8.2), диссоциирует по схеме:
HHb
H + + Hb -
Недиссоциированной части больше, т.е.
C (H b -)
C (H H b)
19
, следовательно
буферная ёмкость системы HHb/Hb- выше по щёлочи, чем по кислоте
(таблица 2).
В легких HHb реагирует с О2,
HHb + O2
H H bO 2
11
образуя оксигемоглобин, который переносится кровью в капиллярные
сосуды, откуда О2 попадает в ткани. HHbO2 – слабая кислота –рКа (HHbO2) =
6.95. Поэтому при действии доноров протонов их в первую очередь будет
нейтрализовать анион HbH + + H b-
H H b,
т.к. имеет большее сродство к Н+. Но при действии оснований – акцепторов
протонов – в первую очередь будет реагировать оксигемоглобин
H H bO 2 + O H
Система HHbO2/HbO2-
-
-
H b O 2 + H 2O
осуществляет также протонирование HCO3-
ионов с последующим выделением СО2 через легкие:
-
H C O 3 + H H bO 2
-
H b O 2 + C O 2 + H 2O
Необходимо также отметить участие эфиров фосфорных кислот в
поддержании постоянства рН. Фосфолипиды являются слабыми кислотами.
рКа диссоциации полярных фосфатных групп находятся в интервале 6.8-7.2.
Поэтому при физиологическом значении рН=7.25 фосфолипиды мембран
эритроцитов находятся как в виде ионизированной, так и неионизированной
формы. При этом соотношение ионизированной и неионизированной форм
составляет примерно 3:1.
Вывод – сама мембрана эритроцитов обладает буферным действием,
поддерживая постоянство рН внутренней среды эритроцитов.
Резюме
–
совокупное
действие
нескольких
обеспечивает кислотно-основной гомеостаз в организме.
буферных
систем
12
Таблица 2.
Основные буферные системы организма
Буферная система
Буферная ёмкость,
Функционирование
ммоль/л
Гидрокарбонатная
Вк = 40
Плазма, эритроциты,
Н2СО3/НСО3-
Вщ = 2
межклеточная жидкость,
почечная ткань, слюна
Гемоглобиновая
HHb/Hb-
Основная буферная система
Вщ > Вк
эритроцитов
Оксигемоглобиновая
HHbO2/HbO2
Вк > Вщ
Фосфатная
Вк = 2
Плазма, эритроциты,
Н2РО4-/НРО42-
Вщ = 0.5
почечная ткань, слюна
Белковая
Вк = 10 (альбумины)
Плазма крови, слюна
HProt/Prot-
Вк = 3 (глобулины)
Вк < 1 (фибрины)
Вк > Вщ
