Какими свойствами обладают буферные растворы
Буферные системы – это системы, способные сохранять постоянное значение рН при разбавлении и при добавлении определенных количеств сильных кислот и оснований.
Буферные системы могут быть образованы:
1. слабой кислотой и ее солью (СН3СООН + СН3СООNa; С6Н5СООН + С6Н5СООNa; НСООН + НСООNa;)
2. слабым основанием и его солью (NН4ОН (NН3.Н2О) + NН4С1)
3. кислой и средней солью слабой кислоты (NаНСО3 + Nа2СО3; Nа2НРО4 + Nа3РО4)
4. одно- и двухзамещенной солью слабой кислоты (Nа2НРО4 + NаН2РО4)
Растворы, содержащие буферные смеси, способные вследствие этого противостоять изменению рН, называются буферными растворами.
Для количественной характеристики способности буферного раствора противостоять влиянию сильных кислот и оснований используется величина, называемая буферной емкостью. По мере увеличения концентрации буферного раствора возрастает его способность сопротивляться изменению рН при добавлении кислот или щелочей.
Буферная емкость – число эквивалентов кислоты или щелочи, которое следует добавить к 1 л буферного раствора, чтобы изменить рН на единицу (понизить при добавлении кислоты и повысить при добавлении щелочи)
В | = | ν(1/Z*кислоты) | или | В | = | ν(1/Z*основания) |
ΔpH×V | ΔpH×V |
где V – объем буферного раствора, л.;
ν(1/Z*Х) — количество эквивалента кислоты или щелочи, моль;
ν(1/ Z*Х) = C(1/ Z*Х)×V(Х);
c(1/ Z*Х) – молярная концентрация эквивалента кислоты (щелочи), моль/л;
V(Х) – объем раствора кислоты (щелочи), л;
∆рН – изменение рН после добавления кислоты (щелочи).
Величина буферной емкости зависит от концентрации компонентов буферной смеси и их отношения между этими концентрациями. С увеличением концентрации компонентов буферной смеси буферная емкость увеличивается. При разбавлении буферной смеси буферная емкость уменьшается.
Буферная емкость максимальна при одинаковых концентрациях соли и кислоты или соли и основания в буферной смеси. Если молярные концентрации эквивалента кислоты и соли равны, то рН буферной смеси будет равен рК к-ты.
Следовательно, для приготовления буферной системы с наибольшей буферной емкостью надо выбирать кислоту с наиболее близкой к заданному значению рН величиной рКк-ты (рН ≈ рКк-ты).
Для смесей, образованных слабым основанием и его солью, рН = 14 – рКосн., т.е. рКосн. ≈ 14 — рН.
Свойства буферных растворов
1. рН буферного раствора зависит от отношения концентраций компонентов буферных систем, а также свойств буферной пары и растворителя.
2. Различные буферные растворы обладают определенной буферной емкостью и сохраняют постоянство рН только до прибавления определенного количества кислоты или щелочи.
3. Буферная емкость тем больше, чем выше концентрация компонентов буферного раствора. Максимальная буферная емкость наблюдается у растворов, которые содержат равные концентрации компонентов буферной пары.
Во внеклеточной и внутриклеточной жидкости существуют четыре основные буферные системы:
– бикарбонатная;
– белковая;
– гемоглобиновая;
– фосфатная.
Главными буферами внеклеточной жидкости является бикарбонатный и гемоглобиновый, в то время как белки и фосфаты — это основные внутриклеточные буферы.
Бикарбонатный буфер является основным и наиболее лабильным внеклеточным буфером. Он состоит из угольной кислоты и бикарбоната (гидрокарбоната) натрия; константой, характеризующей буфер соотношение концентраций кислоты и ее кислой соли.
Внеклеточная буферная система угольной кислоты и гидрокарбоната натрия нейтрализует примерно 40% всех высвобождаемых ионов водорода.
Эта буферная система уникальна тем, что Н2СО3 может диссоциировать на Н2О воду и СО2. В то время как другие буферы быстро становятся неэффективными в результате связывания водородных ионов и анионов слабой кислоты, бикарбонатные системы поддерживают работоспособность в связи с удалением Н2СО3в виде СО2. Лимитирующим параметром эффективности бикарбонатной системы является, по сути дела, начальная концентрация бикарбоната
Гемоглобиновый буфер играет важную роль в регуляции концентрации Н+. Его буферная емкость определяется наличием полярных групп в аминокислотных остатках гемоглобина. Гемоглобин является более важным буфером по сравнению с другими белками, что определяется тремя причинами:
– относительно высокой молярной концентрацией гемоглобина;
– относительно высокой концентрацией в гемоглобине гистидина, рК которого (~7) близко к значению pH крови;
– ролью гемоглобина в транспорте газов крови.
Белковый буфер. Белки, отличные от гемоглобина, представляют собой относительно слабый буфер во внеклеточной жидкости, но в связи с высокой концентрацией белков внутри клеток эта буферная система важна в нейтрализации внутриклеточных сдвигов pH.
Фосфатная буферная пара (НРО2-4 и Н2РО-4) во внеклеточной жидкости представлена в низких концентрациях, но является важной буферной системой мочи.
Буферные системы организма
– Буферы ограничивают изменения pH, вызываемые внесением сильной кислоты или основания.
– Основные буферы внеклеточной жидкости — бикарбонатный и гемоглобиновый.
– Основные буферы внутриклеточной жидкости — белковый и фосфатный.
ПЛОТНОСТЬ ВОДЫ В ИНТЕРВАЛЕ -10÷100 °С
t, °С | ρ·10-3, кг/м3 | t, °С | ρ·10-3, кг/м3 | t, °С | ρ·10-3, кг/м3 | t, °С | ρ·10-3, кг/м3 | t, °С | ρ·10-3, кг/м3 |
-10 | 0,99815 | 17 | 0,99880 | 24 | 0,99732 | 35 | 0,99406 | 70 | 0,97781 |
-5 | 0,99930 | 18 | 0,99862 | 25 | 0,99707 | 40 | 0,99224 | 75 | 0,97489 |
0,99987 | 19 | 0,99843 | 26 | 0,99681 | 45 | 0,99025 | 80 | 0,97183 | |
4 | 1,00000 | 20 | 0,99823 | 27 | 0,99654 | 50 | 0,98807 | 85 | 0,96865 |
5 | 0,99999 | 21 | 0,99802 | 28 | 0,99626 | 55 | 0,98573 | 90 | 0,96534 |
10 | 0,99973 | 22 | 0,99780 | 29 | 0,99597 | 60 | 0,98324 | 95 | 0,96192 |
15 | 0,99913 | 23 | 0,99756 | 30 | 0,99567 | 65 | 0,98059 | 100 | 0,95838 |
16 | 0,99897 |
* Источник: Краткий справочник физико-химических величин. Издание десятое, испр. и дополн. / Под ред. А.А. Равделя и А.М. Пономаревой — СПб.: «Иван Федоров», 2003 г. С. 15
1. Значение рН практически остаётся неизменным при разбавлении. И лишь при очень большом разбавлении (в 104 и более) значение рН может измениться на 0,5–1,0 единиц. Кроме того, при точном измерении рН следует учитывать изменения коэффициентов активности кислоты и основания, а они изменяются по-разному для заряженных и незаряженных электролитов.
2. Буферные растворы мало изменяют рН при добавлении небольшого количества сильной кислоты или сильного основания.
3. При равенстве концентраций буферной кислоты и буферного основания
С(буф.к-та) =С(буф.осн.) рН буферного раствора равно рКа рН=рКа.
Так экспериментально можно определить константу кислотности.
Механизм буферного действия — при добавлении небольшого количества сильной кислоты или сильного основания ионы Н3О+ и ОН– в эквивалентных количествах переходят в состав слабых электролитов(буферной кислоты или буферного основании).
Например:
К 1 л ацетатной буферной смеси, в которой [СН3СООН] = [СН3СОО–] = 1 моль/л добавили 0,1моль HCl. HCl + H2O = H3O+ + Cl- ;
[H3O+] = [HCl] = 0,1 моль/л
рН исходной буферной смеси: рН= рКа + lg[CH3COO–] / [CH3СOOH] =
4,76 + lg 1/1 = 4,76.
С кислотой взаимодействует буферное основание:
СН3СОО– + Н3О+ = СН3СООН + Н2О.
После добавления соляной кислоты:
[СН3СОО–] = 1,0 – 0,1 = 0,9(моль/л), а [CH3COOH] = 1,0 + 0,1 = 1,1(моль/л).
Тогда рН буферной смеси после добавления соляной кислоты
рН = 4,76 + lg 0,9 / 1,1 = 4,67.
рН буферной смеси уменьшилась на 4,76 – 4,67 = 0,09
А при добавлении такого же количества хлороводорода в 1л воды (рН = 1)
рН уменьшилась бы на (7–1) =6.
Каждый буферный раствор характеризуется сопротивляемостью к изменениям. Количественно её выражают буферной ёмкостью В,
которая определяется числом моль эквивалентов кислоты или основания, которые необходимы для смещения рН 1л буферного раствора на одну единицу.
Обычно определяются буферная емкость по кислоте (Вa) и буферная емкость по щелочи (Вb).
Вa = n(Н3О+)доб. / Vбуф.р-р ∙∆рН Вb = n(ОН-)доб. / Vбуф.р-р ∙∆рН
Буферначя ёмкость зависит от ряда факторов:
1. Чем выше концентрации компонентов буферного раствора, тем больше его буферная ёмкость.
2. Буферная ёмкость зависит от соотношения концентраций компонентов, а, следовательно, от рН буфера. При рН = рКa буферная ёмкость максимальна.
3. Достаточное буферное действие наблюдается, если концентрация одного из компонентов превышает концентрацию другого не более, чем в 10 раз. Таким образом, интервал буферного действия pH = pKa ± 1.
Пример 1.Рассчитайте рН раствора, приготовленного смешением 300мл 0,05М KH2PO4 и 200мл 0,1М Na2HPO4. pKa(H2PO4 – )= 7,2.
Решение:
рН буферного раствора равно: рН = рКа + lg
Определяем ионную силу раствора.
KH2PO4 = K+ +H2PO4– Na2HPO4 = 2Na+ + HPO42–
0,05 0,05 0,05 ( моль) 0,1 0,2 0,1 (моль)
Объём буферного раствора: 300мл + 200мл = 500 мл =0,5л.
Концентрации ионов в буферном растворе равны:
)= моль/л c(Na )= = 0,08моль/л
c(H2PO4– )= = 0,03 моль/л c(HPO42–)= = 0.04 моль/л
Ионная сила J= 0,5 ( 0,03·12 + 0,03·12 + 0,08·12 + 0,04·22)= 0,15.
По таблице находим коэффициенты активности f ионов.
f(H2PO4–) =0,81. f( HPO42–) = 0,41.Рассчитываем рН данного буферного раствора:
pH= +lg = 7,03.
Пример 2 Какие объёмы 0,2М NH3·H2O и 0,1М NH4Cl необходимо взять для приготовления 200 мл буферного раствора с рН=9,54? pKb(NH3·H2O)=4,76. Ионная сила раствора J= 0,1.
Решение:
Коэффициент активности нейтральных молекул можно принять равными 1, а f(NH4+) = 0,81 в соответствии с ионной силой.
pН данной буферной системы равно: рН = рКа(NH4+) + lg
pKa(NH4+) = 14 – pKb = 14 – 4,76 = 9,24. pH = 9,24 + lg
Предположим, что для приготовления буферного раствора взяли x (л) раствора аммиака. Тогда объём раствора хлорида аммония: (0,2 – x)л.
c(NH3·H2O) = =x(моль/л) c(NH4+)= =(0,1-0,5x) моль/л.
Подставляем полученные данные в уравнение для рН буферной системы:
9,54 = 9,24 + lg ; Отсюда: lg ;
Тогда: и x= 0,0895 (л) =89,5 мл 90мл.
V(NH3·H2O) = 90мл V(NH4Cl) = 110мл
Пример 3а) Рассчитайте рН ацетатной буферной системы, приготовленной смешением 200мл 0,1м СН3СООН и 200мл
0,1М СН3СООNa. рКа(СН3СООН) = 4,76.
б) Рассчитайте рН данной буферной системы после добавления 10мл
1М HCl и буферную ёмкость по кислоте.
в) Рассчитайте рН данной буферной системы после добавления
10 мл 1МNaOH и буферную ёмкость по щёлочи.
Решение:
а) рН ацетатной буферной системы равна: рН= 4,76 + lg
Концентрации буферных кислоты и основания равны:
c(CH3COO–) = с(СH3COOH) = моль/л
Для определения коэффициента активности определяем ионную силу:
J=0,5(0,05 + 0,05)= 0,05.
Концентрацией ионов, которые даёт слабый электролит― уксусная кислота, пренебрегаем в виду их малости.
Из табл.5 Приложения находим коэффициенты активности ацетат- иона и иона натрия:f=0,84.
Рассчитываем рН буферной системы:
pН = 4,76 + lg
б) При добавлении соляной кислоты протекает реакция:
CH3COO– + H3O+ = CH3COOH +H2O,
0,02 0,01 0,01 моль
В растворе было:n(CH3COO–) = 0,05·0,4 = 0,02 моль.
Добавили n(HCl) = 0,01·1 = 0,01моль. При этом сильная кислота заменяется в эквивалентных количествах на слабую (буферную) кислоту, а буферное основание в эквивалентных количествах уменьшается. (В этом заключается механизм буферного действия). В результате реакции буферного основания осталось: 0,02 –0,01 = 0,01 моль,
а буферной кислоты стало: 0,02 + 0,01 = 0,03 моль.
Поскольку количество ионов в результате такой реакции не меняется, ионная сила не изменяется, и коэффициент активности остаётся прежним.
Тогда рН = 4,76 + lg
Буферная ёмкость по кислоте равна:
Ba = моль/л.
в) При добавлении щёлочи в буферную систему протекает реакция:
CH3COOH + OH– = CH3COO– + H2O
0,02 0,01 0,01 (моль)
В растворе было: n(CH3COOH) = 0,05·0,4 = 0,02моль.
Добавили n(NaOH) = 0,01·1= 0,01моль.При этом сильное основание ОН– заменяется в эквивалентных количествах на слабое(буферное основание), а буферная кислота в эквивалентных количествах уменьшается. В результате реакции буферной кислоты осталось: 0,02 – 0,01 = 0,01 моль, а буферного основания стало: 0,02 + 0,01 = 0,03 моль. Поскольку ионная сила не меняется, коэффициент активности остаётся прежним 0,84.
Тогда рН = 4,76 + lg
Буферная ёмкость по щёлочи равна: Вb = моль/л.
Смеси, состоящие из слабой кислоты и ее соли с сильным основанием или слабого основания с солью сильной кислоты, обладают способностью противодействовать изменениям pH раствора при внесении в него некоторого количества кислот или оснований. Такое свойство смесей называется буферным, а растворы таких смесей называют буферными растворами. Соответствующие кислотноосновные пары называют буферными системами.
В общем виде буферная система в организме представляет собой сопряженную кислотно-основную пару, состоящую из доноров (АН, ВН+) и акцепторов (В, А») водородных ионов (протонов) — уравнение (2.3).
Для вычисления pH раствора, содержащего смесь сопряженной пары кислота — основание, используется уравнение Гендерсона — Гассельбаха:
которое обычно записывают в виде
Уравнение (2.4) позволяет:
- а) вычислить значение рКа любой кислоты при данном pH (если известно отношение молярных концентраций донора и акцептора протонов);
- б) определить значение pH сопряженной кислотно-основной пары при данном молярном соотношении донора и акцептора протонов (если известна величина рКа)
- в) рассчитать соотношение между молярными концентрациями донора и акцептора протонов при любом значении pH (если известна величина рКа слабой кислоты).
Способность буферных растворов сохранять постоянство pH ограничена. Прибавлять кислоту и щелочь, существенно не меняя pH буферного раствора, можно лишь в ограниченных количествах. Величину, характеризующую способность буферного раствора противодействовать смещению реакции среды при добавлении кислот и щелочей, называют буферной емкостью раствора (В). Последняя измеряется количеством кислоты или щелочи (в молях или ммолях эквивалента), добавление которого к 1 л буферного раствора изменяет величину pH на единицу. Математически это можно выразить следующим образом:
буферная емкость по кислоте (моль/л)
буферная емкость по щелочи (моль/л)
где VHA , VB — объемы добавленных кислоты (НА) или щелочи (В) соответственно, л; п^/гНАу п(/гв) ” количество эквивалента кислоты или щелочи, моль; С^/гНАу С(/2в) » молярные концентрации эквивалента кислоты или щелочи; V6p — объем буферного раствора, л; рНо, pH — значения pH буферного раствора до и после добавления кислоты или щелочи; |рН — рН01 — разность pH.
Рабочий участок буферной системы, т. е. способность противодействовать изменению pH при добавлении кислот и щелочей, имеет протяженность приблизительно в одну единицу pH. Интервал pH = рКа ± 1 называется зоной буферного действия.
Рис. 2.3. Зависимость буферной емкости раствора (В) от pH для ацетатного буфера с суммарной концентрацией компонентов 2 моль/л
Как следует из определения, буферная емкость раствора зависит от ряда факторов: а) чем больше количество компонентов кислотно-основной пары, определяющих буферную систему, тем буферная емкость раствора выше; б) чем соотношение концентраций компонентов буферного раствора ближе к единице, тем больше его буферная емкость.
На рис. 2.3 представлен типичный график зависимости буферной емкости от pH ацетатного раствора. Видно, что максимальная буферная емкость раствора соответствует pH = рКа = = 4,76. Как следует из уравнения Ген- дерсона-Гассельбаха (2.4), pH = $Ка при Ссоль/Скисжпа = 1. Таким образом, максимальная буферная емкость достигается при равных концентрациях компонентов буферной пары.
БУФЕРНЫЕ СВОЙСТВА, способность многих веществ ослаблять изменение активной реакции раствора, которое без них произошло бы при прибавлении к раствору кислот или щелочей. Это стабилизирующее влияние на реакцию раствора называется буферным действием.
Буферное действие
Если к десяти кубических см децинормального раствора уксусной кислоты постепенно добавлять раствор едкого натра такой же концентрации, то кислотность раствора, определяемая концентрацией содержащихся в нем свободных водородных ионов, будет уменьшаться. При прибавлении 10 кубических см NaOH процесс связывания кислоты щелочью, процесс нейтрализации, окажется законченным, вся уксусная кислота превратится в соответствующую соль – уксуснокислый натрий, а соединившиеся Н и ОН-ионы дадут молекулы воды. Дальнейшее добавление NaOH даст преобладание свободным гидроксильным ионам – щелочную реакцию. Помещаемая здесь кривая (смотрите рисунок 1, сплошная линия) передает изменения реакции, выраженной через рН (водородный показатель, – смотрите Водородные ионы), наблюдаемые при нейтрализации уксусной кислоты.
Рисунок 1. Изменение реакции (буферные свойства в действии)
Прерывистая линия на том же рисунке изображает соответствующее изменение реакции (рН) при прибавлении NaOH к децинормальной соляной кислоте. Если сравнить обе кривые и посмотреть, сколько потребовалось щелочи для одинакового изменения реакции, напр., для изменения рН от 4 до 5, то результаты окажутся весьма различными: в первом случае – около 5 кубических см NaOH, во втором – едва уловимые следы последнего. Количество щелочи (или соответственно кислоты), которое требуется для определенного изменения реакции, и является мерилом устойчивости реакции раствора, величины его буферного действия. В первом случае оно весьма значительно, во втором – совершенно ничтожно. Если количество грамм-эквивалентов щелочи (или, соответственно, кислоты), прибавленной к литру испытуемого раствора, обозначить знаком ДВ, а вызванное этим изменение реакции через ДрН, то, по Ван-Слайку (Van-Slyke), буферное действие будет равно отношению этих величин: Буферное действие = отношение ДВ к ДрН. Различие в хорде кривых для обоих рассмотренных выше растворов обусловлено свойствами обеих кислот. Соляная кислота принадлежит к сильным кислотам, полностью диссоциированным на свои ионы. Напротив, уксусная кислота сравнительно слабо диссоциирована: только небольшая часть ее молекул (в децинормальном растворе около 1,3%) распадается и дает водородные ионы, определяющие кислую реакцию раствора. Поэтому, уксусная кислота имеет значительно менее кислую реакцию (больший рН), чем соляная в одинаковой молекулярной концентрации. При прибавлении NaOH гидроксильные ионы щелочи связывают водородные ионы. Но в силу общих условий химическом равновесия удаление продуктов диссоциации вызывает распад новых, прежде недиссоциированных молекул, освобождая все новые количества Н-ионов на место связываемых щелочью. Таким образом, уксусная кислота (в отличие от полностью диссоциированной соляной), кроме свободных, активных Н-ионов, обусловливающих активную реакцию раствора, обладает еще в своих недиссоциированных молекулах запасными, резервными водородными ионами, резервной кислотностью, способной быстро пополнять убыль свободных ионов. Эти кислотные резервы (или щелочные, если раствор может освобождать запасные ОН-ионы и связывать прибавляемые кислоты) и обусловливают его буферное действие; оно тем значительнее, чем больше резервных ионов мобилизуется при данном изменении реакции. Самое название (буферное действие) было дано по аналогии с железнодорожными буферами, смягчающими резкость механических толчков. Более правильным было бы сравнение с сосудами различной емкости, в которых прибавление одинакового количества жидкости вызывает различное изменение уровня. Чем значительнее емкость сосуда, тем больше требуется жидкости для определенного повышения уровня; подобным же образом от количества резервных Н – или О Н-ионов («буферной емкости») зависит количество щелочи (или кислоты), необходимое для данного изменения «уровня» реакции.
Буферные растворы
Электролитическая диссоциация слабых кислот и щелочей резко понижается в присутствии солей, имеющих общий с ними ион. Напр., уксусная кислота значительно слабее диссоциирована в присутствии своей натриевой соли (уксуснокислого натрия, дающего, подобно уксусной кислоте, ацетат-ион) и дает значительно меньше водородных ионов, чем в чистом растворе. Концентрация водородных ионов прямо пропорциональна концентрации молекул уксусной кислоты и обратно пропорциональна концентрации ацетат-ионов. Так как нейтральные соли принадлежат к сильным электролитам, почти полностью диссоциированным на свои ионы, можно с достаточным приближением, вместо концентрации ацетат-ионов, взять просто концентрацию соответствующей соли. Концентрация водородных ионов в таком растворе, содержащем слабую кислоту и ее соль, выразится тогда простой формулой (в которой прямоугольные скобки обозначают концентрацию стоящих в них веществ): [Н’]=К [кислота] / [соль] (1).
Подобным же образом в смеси слабой щелочи и ее соли концентрация гидроксильных ионов (по которой точно так же легко вычислить тесно связанную с ней концентрацию Н-ионов и реакцию раствора) определяется аналогичным выражением: [Н’]=К [щелочь] / [соль] (2).
Для более точного расчета необходимо было бы в обеих формулах несколько уменьшить знаменатель, умножив его на степень диссоциации соли (величину меньшую единицы). Такие смеси имеют особенно большие количества резервных, легко мобилизуемых Н- и ОН-ионов и соответственно особенно большое буферное действие. При этом они делают реакцию раствора устойчивой одновременно по отношению и к щелочам и к кислотам. Так, напрример, смесь уксусной кислоты с уксуснокислым натрием (получающаяся при частичной нейтрализации уксусной кислоты едким натром, смотрите рисунок), как мы видели, сравнительно мало изменяет свою реакцию при подщелачивании. Точно так же при прибавлении сильной кислоты, напр., соляной, действие ее ослабляется благодаря тому, что она соединяется с натрием, вытесняя эквивалентное количество слабой уксусной кислоты из ее соли. Растворы подобных смесей слабой кислоты или щелочи с соответствующей солью, так называемые буферные растворы, приобрели особенное значение благодаря той легкости, с которой по приведенным формулам (1) и (2) может быть вычислена их реакция. Постоянная К в этих формулах представляет характерную для каждой кислоты или щелочи константу – т. н. константу диссоциации. Если кислота и ее соль присутствуют в равной (эквивалентной) концентрации, то, очевидно, концентрация водородных ионов делается численно равной константе диссоциации ([Н’]=К). Таким образом, константа диссоциации кислоты (или, соответственно, щелочи) непосредственно указывает среднюю реакцию, в районе которой проявляется буферное действие данной смеси. В этой точке буферное действие более чем особенно велико. В следующей таблице приведен водородный показатель нескольких буферных растворов: смеси уксусной кислоты и уксуснокислого натрия (ацетатная смесь), однометаллического (первичного) и двуметаллического (вторичного) фосфата натрия (NaH2PO4 и Na2HPO4) и аммиака с хлористым аммонием.
Таблица рН буферных смесей.
Уксусная кислота
Молярное соотношение
Уксусно- кисл. Na
32:1 3,2 16:1 3,5 8:1 3,8 4:1 4,1 2:1 4,4 1:1 4,7 1:2 5,0 1:4 5,3 1:8 5,6 1:16 5,9 1:32 6,2 Первичный фосфат
Вторичный фосфат
Хлор. аммоний
Аммиан
1 4 7 0 3 7 3,3 8,0 8,3 8,6 8,9 9,2 9,5 9,8 10,1 10,4 10,7 11,0
Из формул (1) и (2) можно непосредственно вывести одно очень важное свойство буферных растворов: реакция, даваемая буферной смесью, зависит (в первом приближении) исключительно от соотношения и её компонентов, а не от их абсолютной концентрации. Поэтому и в приведенной таблице можно было, не приводя концентрации кислоты (или щелочи) и соли, ограничиться указанием их соотношения. Разбавление буферного раствора не влияет на его реакцию. Конечно, того же нельзя сказать о буферном действии. При данной реакции оно тем значительнее, чем выше концентрация буферов. Рассмотренные свойства буферных растворов определяют их важнейшие практические применения:
- Очень многие биохимические и биологические процессы в высокой степени чувствительны даже к незначительным изменениям реакции (смотрите Активная реакция и Водородные ионы). В самом ходе этих процессов часто вырабатываются большие количества кислых или щелочных продуктов, которые могли бы изменить или даже совершенно остановить их дальнейшее течение. Для точного изучения подобных процессов необходимо их проводить в условиях, исключающих возможность сколько-нибудь значительных колебаний реакции. Для этого служат буферные растворы, применяемые здесь как регуляторы реакции. Этот метод был применен Серенсеном (Sorensen, 1909 г.) для изучения влияния активной реакции на деятельность ферментов. В зависимости от количества вырабатываемых кислых или щелочных продуктов, с одной стороны, от желательной степени постоянства реакции – с другой, приходится применять растворы с более или менее значительным буферным действием.
- В других случаях величина буферного действия не имеет особенно существенного значения, а применение буферных растворов основано на даваемой ими возможности готовить стойкие растворы любой желательной реакции (смотрите таблицу). При помощи индикаторов – веществ, меняющих свою окраску в зависимости от активной реакции раствора, можно сравнивать исследуемый раствор с серией буферных растворов известной реакции. Устанавливая, в каком из этих растворов данный индикатор принимает такую же окраску, как и в испытуемом, можно определить реакцию последнего. Таким образом, буферы применяются здесь как стандартные растворы, путем сравнения с которыми измеряется реакция. Применение таких стандартных буферных растворов лежит в основе индикаторного, или колориметрического метода измерения реакции. Другие буферные системы. Другие хим. системы также могут оказывать более или менее значительное буферное действие. Оно может зависеть, например, от выпадения в осадок прибавляемой щелочи или кислоты. Так, если к морской воде прибавлять едкий натр, раствор будет подщелачиваться до тех пор, пока его рН не сделается равным, приблизительно 8,6. При этой реакции начнет осаждаться Mg(OH)2, образующийся из магниевых солей и прибавляемого NaOH; дальнейшее увеличение щелочности приостановится, пока весь магний не выпадет из раствора. Далее, даже нерастворимые вещества (например, животный уголь) могут захватывать прибавляемые кислоты или щелочи путем адсорпции. Наконец, очень сильным буферное действием отличаются белки и другие амфотерные вещества (смотрите Амфолиты). Благодаря своей двойственной («амфотерной») природе, они могут связывать как кислоты, так и щелочи. Амфотерный характер клеточных коллоидов имеет большое значение для постоянства внутриклеточной реакции.
Буферы морской воды
Изменения реакции оказывают огромное влияние на жизненные явления; жизнь возможна лишь в определенном, для большинства организмов сравнительно узком, интервале концентраций Н- и ОН-ионов. Поэтому в природе буферы играют большую роль в поддержании необходимого для жизни постоянства реакции. Морская вода, представляющая естественную внешнюю среду большинства водных организмов, обладает весьма значительным буферное действием, которое зависит от содержащейся в ней бикарбонатной смеси – сочетания углекислоты и двууглекислого натрия (бикарбоната натрия). Благодаря наличию этого буфера, сохраняется обычная слабощелочная реакция морской воды и умеряются колебания реакции, которые производят водные организмы, поглощающие при фотосинтезе CO2 или выделяющие кислые продукты обмена веществ.
Буферные свойства крови
Особенный интерес представляют буферные свойства внутренней среды организма, в частности, крови. Кровь имеет слабощелочную реакцию, отличающуюся большим постоянством. Даже in vitro кровь стойко удерживает свою реакцию и обладает весьма большим буферным действием. К ней приходится прибавлять в несколько десятков раз больше едкого натра, чем к дистиллированной воде, чтобы вызвать одинаковое подщелачивание раствора, и в несколько сот раз больше НС1 для одинакового подкисления. Так же, как и в морской воде, главным буфером кровяной сыворотки является бикарбонатная смесь – сочетание CO2 и NaHCO3. Даваемая ею концентрация Н-ионов приближенно определяется так: [Н’]=К [СO2] / [NaHCO3] (3), где К равняется, приблизительно, 3 * 10-7. В сыворотке содержатся также фосфаты, однако, по сравнению с бикарбонатами, их количество и их роль невелики. В отношении буферного действия бикарбонатный раствор вполне сходен с кровяной сывороткой.
Так, например, обе жидкости растворяют одинаковое количество CO2, пропорциональное ее парциальному давлению в окружающем воздухе. При изменении этого давления, как показывает формула (3), во столько же раз изменяется в них концентрация водородных ионов. Цельная кровь со своими форменными элементами обнаруживает при тех же условиях заметно большее постоянство реакции. Это добавочное, по сравнению с сывороткой, Буферное действие зависит от амфотерных белковых веществ крови, в частности – от находящегося в эритроцитах НЬ. Последний представляет очень слабую кислоту, настолько слабую, что его кислый характер не может проявиться при избытке CO2. Но, когда давление последней понижено, например, в артериальной крови, оксигемоглобин, как кислота, разлагает некоторое количество бикарбоната, вытесняя из него CO2. В результате уменьшается знаменатель в формуле (3) и отчасти компенсируется влияние пониженного содержания CO2.
Таким образом, НЬ оказывает существенное влияние на кривую связывания углекислоты, а тем самым и на реакцию крови. В частности, он умеряет различия, связанные с различным давлением CO2 в артериальной и в венозной крови. Во всяком случае, в конечном итоге реакция крови вполне определяется соотношением углекислоты и бикарбоната, т. е. отношением свободной (растворенной) CO2 и CO2 химически связанной. Первая легко выделяется из крови, вторая может быть вытеснена путем разложения бикарбонатов кислотами. Обе эти величины – количество свободной и связанной CO2 – совместно характеризуют буферные свойства и реакцию крови. Их измерение получило в последнее время большое распространение и значение.
В отношении своей реакции кровь обладает теми же свойствами, что и другие буферные растворы. Мы видели, что реакция буферной смеси определяется соотношением кислоты и ее соли, а не их абсолютной концентрацией. Соответственно этому и реакция крови остается практически неизменной даже при многократном разбавлении ее изотоническим раствором NaCl (или любым другим безбуферным раствором). Этим свойством крови нередко пользуются при измерении ее реакции, применяя с этой целью небольшое количество крови, разбавленной раствором NaCl. Оно же делает безвредным внутривенное вливание различных так наз. «физиологических растворов», нередко имеющих ненормальную реакцию, которая оказалась бы гибельной для организма, если бы уже небольшая примесь крови не приближала ее к физиологической норме. При прибавлении к крови in vitro щелочи эта последняя нейтрализуется углекислотой; напротив, всякая кислота реагирует с бикарбонатом и, образуя нейтральную соль, заменяется эквивалентным количеством вытесненной ею из бикарбоната CO2. Этим объясняется замечательный факт, не раз уже обращавший на себя внимание исследователей: путем введения в кровь (in vivo) различных кислот – от наиболее слабых до самых сильных – оказывается совершенно невозможным добиться различного (соответственно силе применяемой кислоты) изменения реакции крови.
Пока в крови остается некоторое количество бикарбонатного буфера, изменения реакции оказываются во всех случаях одинаково ничтожными. Затем, одновременно с резким нарушением реакции, наступает смерть. Эти грубые экспериментальные воздействия дают наглядное представление о том, что происходит в организме в естественных условиях. Огромное большинство продуктов обмена веществ имеет кислый характер (фосфорная, угольная, молочная, масляная и другие кислоты). От этих непрерывно поступающих из тканей кислот и должны буферы крови предохранить ее нормальную реакцию. Последняя является слабощелочной, то есть характеризуется небольшим избытком активных гидроксил-ионов. Водородный показатель (рН) крови равняется, в среднем, 7,4, концентрация Н-ионов – 0,44 * 10-7, концентрация ОН-ионов – около 7 * 10-7 (при 37°). По сравнению с этой незначительной концентрацией свободных ОН-ионов количество резервных ионов, которое может быть освобождено для связывания прибавляемых кислот, весьма велико (около 2 * 10-2). Их количество, однако, далеко не отличается таким постоянством, как активная реакция крови, и может подвергаться сильным изменениям, особенно в патологических условиях.
Щелочные растворы представляют лишь первый барьер против вводимых извне или вырабатываемых в организме кислых продуктов. Производимое последними нарушение реакции во много раз ослабляется буферами крови, но не может быть ими совершенно устранено: связывание части молекул бикарбоната и освобождение CO2 смещает первоначальное соотношение этой основной буферные смеси. Более тонкая регуляция реакции совершается легкими. Всякое увеличение концентрации водородных ионов служит возбудителем дыхательного центра и немедленно усиливает вентиляцию легких (смотрите Дыхание). Благодаря высокой чувствительности дыхательного центра к Н-ионам, аппарат легочной регуляции работает необычайно точно: удаляя из крови, в зависимости от существующей в ней активной реакции, большие или меньшие количества CO2, он автоматически восстанавливает нормальное соотношение между нею и бикарбонатом.
Буферы крови защищают организм от резких колебаний реакции, которые были бы для него гибельны; дыхательный аппарат обеспечивает постоянное соотношение компонентов буферной смеси (даже при резких изменениях их абсолютной концентрации) и тем самым – точное постоянство активной реакции. Особенно значительное патологическое накопление нелетучих кислот и соответствующее уменьшение резервной щелочности наблюдаются при ацидозах. Однако, и оно обычно не ведет к изменению активной реакции крови: путем усиленной вентиляции легких достигается уменьшение содержания CO2, компенсирующее в большинстве случаев понижение концентрации бикарбоната («компенсированный ацидоз»). Противоположное явление представляет компенсированный алкалоз, при котором увеличение щелочных резервов компенсируется пропорциональным повышением давления CO2. Изменения содержания СО 2 в альвеолярном воздухе легких может служить в обоих случаях прямым показателем изменений концентрации бикарбонатов в крови. Общее колич