§ 10. Буферные растворы и системы организма

Как уже говорилось, постоянство рН внутренних сред организма поддерживается наряду с физиологическими механизмами буферными системами.

Буферными системами называют растворы, обладающие свойством достаточно стойко сохранять постоянство концентрации водородных ионов при добавлении некоторого количества сильной кислоты или щелочи, а также при разбавлении и концентрировании. Сама способность стойко сохранять постоянное значение рН называется буферным действием. Буферные системы позволяют точно регулировать концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов и, следовательно, делают возможным контроль реакций, зависящих от величины рН.

Буферными свойствами обычно обладают системы, состоящие из раствора слабой кислоты и ее соли с сильным основанием, или ич..ряг.тапря_слабого основания и его соли с сильной кислотой. Например, ацетатный буфер состоит из уксусной кислоты и ее натриевой соли (CH₃COOH + CH₃COONa)» аммиачный —из гидроксида и хлорида аммония (NH₄OH + + NH₄Cl)₁ в состав гидрокарбонатного буфера входит уголь­ная кислота и гидрокарбонат натрия (H₂CO₃+ NaHCO₃). Буферными свойствами обладают также растворы, содержащие соли многоосновной кислоты, например, фосфатный буфер состоит из гидрофосфата и дигидрофосфата натрия или калия (NaH₂PO₄ и Na₂HPO₄).

Значение рН буферных растворов. Рассмотрим, чем определяется величина рН любой буферной системы.

В состав ацетатного буфера входит слабая уксусная кис­лота и ее соль. Кислота частично диссоциирует на ионы, а соль — полностью:

CH₃COOHH⁺ + CH₃COO-, ' ⁴ CH₃COONa:+ CH₃COO- + Na+.

К процессу диссоциации слабой уксусной кислоты можно применить закон действующих масс и записать выражение для константы диссоциации:

К [H⁺][CH₃COO-] ^Aa [CH₃COOH] •

Решив это уравнение относительно равновесной концентра­ции ионов водорода, получим выражение

JCH₃COOH] ^{1 J} - ^Ка [CH₃COO-] •

откуда следует, что концентрация ионов водорода зависит от константы диссоциации кислоты и соотношения концентраций недиссоциированных молекул кислоты и анионов.

Однако в буферном растворе концентрация анионов опреде­ляется в основном концентрацией соли, которая в отличие от кислоты диссоциирована полностью. При этом соль с одно­именным ионом подавляет диссоциацию кислоты. Поэтому с до­статочным приближением можно считать, что концентрация аниона равна исходной концентрации соли, а концентрация недиссоциированных молекул кислоты равна исходной концен­трации кислоты:

[CH₃COO-] = [Na⁺] = [Соль]; [CH₃COOH] = [Кислота].

Тогда можно записать:

[Кислота] ^{[Н1 = Ка} [Соль] •

или в логарифмическом виде

і _ги+1 , „ , [Кислота] - Ig [H-] Ig /f_a - Ig -[сБЛ^Г^;

_u „ [Кислота] _{/тт сп}.

^{рН = р}^-¹⁸1сЗл1Г' ^(IL50)

или

pH = p^_Q + lg,J^CoJlb1 (11.51) — [Кислота]

Уравнения (11.50) и (11.51) называются уравнениями Ген-дерсона — Хассельбалха.

По теории Бренстеда, анион кислоты является для нее со­пряженным основанием. В более общем виде уравнение Ген-дерсона—Хассельбалха записывается так:

_Т1 .. , . [Сопряженное основание] _/тт

рН = рК_а + Ig ■ *- — - . (11.52)

S ги,» [Кислота]

Все эти уравнения применяются для определения рН бу­ферных систем, а также для расчета количеств компонентов при приготовлении буферных растворов по заданному значе­нию рН.

Остановимся на рассмотрении равновесий в основных бу­ферных системах. К ним относится аммиачный буфер, состо­ящий, как было уже сказано, из раствора гидроксида аммо­ния и хлорида аммония. Гидроксид аммония является слабым основанием, он частично диссоциирует на ионы, хлорид ам­мония диссоциирует полностью:

NH₄OH^tNH⁺ + ОН-; NH₄CIrJNH⁺ + Cl-.

Для первого равновесия записываем константу диссоци­ации:

[NHt] [ОН-]

^Kb [NH₄OH] '

Для второго справедливо выражение:

[NH⁺] = [Cl"] = [Соль].

Рассмотрим, от каких величин зависит концентрация гид-роксид-ионов в буферной системе:

[он-] = к_ьШ&.

" [NH⁺J

Как следует из полученного соотношения, концентрация ионов OH^- зависит от величины константы диссоциации ос­нования и соотношения концентраций недиссоциированных части основания и катионов аммония. Поскольку соль диссо­циирована полностью, концентрация катионов равна концент­рации соли, а концентрация недиссоциированных молекул основания с достаточной степенью приближения равна исход­ной концентрации основания, диссоциация которого подав­ляется в присутствии одноименных катионов:

. I0H-] = ^^f0c"^0Ba7'_; ¹ ' ° [Соль] '

v і [Основание]

или

рН = 14 — рОН.

Буферное действие. В чем же состоит буферное действие описанных систем? Почему они противодействуют добавле­нию сильных кислот, щелочей, разбавлению и концентриро­ванию?

Рассмотрим буферное действие ацетатного буфера. В этом растворе содержатся такие ионы:

CH₃COOH ~Z. CH₃COO- + H⁺; CH₃COONa -f. CH₃COO- + Na⁺.

Если к этой системе добавить сильную кислоту, то ионы водорода будут взаимодействовать с анионами соли, образуя слабодиссоциирующую уксусную кислоту:

CH₃COO- + Na⁺ + H+ + Cl" t- CH₃COOH + Na⁺ + Cl"; CH₃COO- + Н⁺;± CH₃COOH.

Как видим, сильная кислота заменяется эквивалентным ко­личеством слабой, диссоциация которой в присутствии ацетат-ионов подавлена. При добавлении раствора щелочи к ацетат­ной буферной системе ионы OH^- взаимодействуют с ионами водорода уксусной кислоты:

CH₃COOH + Na⁺ + ОН- H₂O + Na⁺ + СН₃СОО"; CH₃COOH + ОН" H₂O + CH₃COO-.

Щелочь заменяется эквивалентным количеством соли, поч­ти не изменяющей величину рН раствора. Незначительное из­менение рН может происходить за счет гидролиза и уменьше­ния концентрации уксусной кислоты.

Фосфатный буфер. В отличие от ацетатного, этот буфер эстоит из двух солей—дигидрофосфата натрия (калия) IaH₂PO₄ и гидрофосфата натрия (калия) NaHPO₄. Роль сла-эй кислоты выполняет здесь дигидрофосфат-ион H₂PO₄:

H₂PO^ ^ H⁺ + HPO₄²" (рК = 6,8). В фосфатной буферной системе содержатся такие ионы: NaH₂PO₄ 5: Na⁺ + H₂PO"; Na₂HPO₄ -Z 2Na⁺ + HPO₄²".

Если к этому буферу добавить сильную кислоту, она будет заимодействовать с гидрофосфат-ионом (с солью Na₂HPO₁), ибразуя дигидрофосфат-ион:

H⁺ + НРОГ ;£ H₂POI,

т. е. вместо сильной кислоты образуется эквивалентное коли­чество аниона H₂PO^, который можно рассматривать как слабую кислоту.

Если к этой системе добавить избыток гидроксид-ионов, то буфером окажется другая соль —дигидрофосфат натрия или, вернее, дигидрофосфат-ион:

H₂POI + ОН- Z НРОГ + H₂O.

Избыток гидроксид-ионов связывается в малодиссоцииро-ванную воду.

Для фосфатного буфера рН вычисляют по уравнению

рН = рК .- Ig [NaH₂PO₄] _{иди р}н = р^ _ ₊ , [Na₂HPO₄] ^{V 1}H₂PO₄ ^ё [NaHPO₄]' ^{F 1}H₂PO₄ ^ ^ё [NaH₂PQ₄] •

С помощью этого уравнения можно рассчитать соотношение между гидрофосфат- и дигидрофосфат-ионами в крови. Оно равно 4:1.

Простой расчет помогает количественно показать, что ве­личина рН буферной системы мало изменяется даже при до­бавлении значительного количества сильной кислоты. Напри­мер, рН ацетатного буфера при равных количествах кислоты и соли определяется выражением

рН = рКа = 4,76.

При добавлении к этому буферу 0,1 моль HCl соотношение Количеств кислоты и соли изменяется, что сказывается на Величине рН следующим образом:

рН = 4,76 - Ig [±-Ц = 4,76 - Ig р = 4,76 - 0,097 = 4,67,

т. е. рН буферного раствора изменяется на 0,097 единицы. Если же такое количество кислоты (0,1 моль) прибавить к небуфер­ному раствору, например к 1 л воды, то в этом случае рН изменится от 7 до 1, т. е. в миллион раз!

Влияние разбавления и концентрирования на рН буфер­ных растворов. Концентрация ионов водорода буферного рас­твора зависит от величины константы диссоциации слабого электролита и соотношения концентраций кислоты и соли:

[H₊] ₌ к [Кислота]

[Соль]

Если буферный раствор разбавить в 10—20 раз, то замет­ного изменения рН не наблюдается, так как при разбавле­нии или концентрировании одновременно изменяется концент­рация обоих компонентов, а их соотношение остается таким же, например:

ГН+1 A-⁰'¹-*⁰-⁰¹ A-⁰'⁰⁰¹

Конечно, некоторое изменение рН происходит, поскольку с уменьшением концентрации, как уже неоднократно говори­лось, увеличивается степень диссоциации кислоты, а уменьше­ние концентрации соли также изменяет степень гидролиза. Однако это изменение весьма незначительно.

Свойством буферных систем не изменять значение рН при разбавлении широко пользуются врачи-лаборанты при анализе плазмы крови, лимфы, мочи. Небольшие количества объекта можно разбавить водой до нужного объема, посколь­ку все перечисленные жидкие системы организма обладают буферными свойствами.

При измерении рН мочи колориметрическим способом воз­никают трудности, связанные с тем, что она имеет довольно интенсивную окраску. Однако поскольку моча представляет собой буферный раствор, ее можно разбавить до исчезновения окраски и измерять рН колориметрическим методом.

Буферная емкость. Способность буферных систем поддер­живать постоянное значение рН не является беспредельной, она ограничена. Этот предел характеризуется буферной ем­костью. Она определяется числом молей сильной кислоты или сильного основания, которое следует добавить к литру буферного раствора, чтобы изменить его рН на единицу:

(11.53)

где С — число молей сильной кислоты (щелочи); ApH —-изменение рН буферной системы при добавлении кислоты (ос­нования).

Таким образом, буферная емкость является количествен­ной мерой буферного действия и зависит от концентрации и соотношения компонентов системы. Сравним, например, как изменяется концентрация ионов водорода в кислой бу­ферной системе с различной концентрацией исходных компо­нентов:

[Соль] ' 10 ммоль 10 ммоль ' 100 ммоль 100 ммоль

[Кислота]

[H+] = К-

1. [H⁺] = к ■

2. [H⁺] = К

Если в оба раствора добавить 5 ммоль сильной кислоты, то в первом случае соотношение компонентов буферной си-

стемы изменится в 3 раза: [H⁺] = К ₁₀_₅ = К — К • 3, а

во втором — всего лишь в 1,1 раза: [H⁺] = К g = К X

X 1,1. Следовательно, чем выше исходные концентрации ком­понентов буферной системы, тем выше ее буферная емкость. Буферная емкость максимальна при соотношении компонентов, равном единице. Сравним буферные растворы, содержащие

50 ммоль кислоты , 80 ммоль кислоты

= 4.

50 ммоль соли 20 ммоль соли

Если к обеим системам добавить одинаковое количество сильной кислоты (по 10 ммоль), оно по-разному будет влиять на изменение концентрации ионов водорода:

50+ 10 60 ГН+1- у⁸⁰ +^{10 90} к Q

В первом случае отношение концентраций компонентов из­менилось только в 1,5 раза, во втором —более чем в 2 раза.

Поэтому при приготовлении буферных растворов обычно учитывают эти факторы, т. е. приготавливают буферные си­стемы из достаточно концентрированных растворов с соотно­шением компонентов, близким к единице.

При изучении многих биохимических реакций, протекаю­щих при определенном значении рН, нужно уметь правильно выбрать буферную систему. В первую очередь выбор опре­деляется необходимым интервалом рН. Диапазон слабокислой или слабощелочной буферной системы зависит от величины константы диссоциации кислоты (основания) ±1 ед. рН, т. е.

, [Кислота] 10

^рН =^р* ^{± lg} -Jc^f =^{рК ± lg} T =^рК ± '•

При выборе буферной системы следует также учитывать хи­мическую природу ее компонентов, так как исследуемые вещества могут образовывать нерастворимые соединения и комплексы или давать другие нежелательные реакции с бу­ферной средой. Например, фосфатные, карбонатные и борат-ные буферные системы с физиологическим интервалом рН (7—9), могут осаждать кальций или вступать в другие побоч­ные реакции со многими средами, представляющими интерес 8 биохимии. В настоящее время в медико-биологических ис­следованиях в качестве буферной системы часто используется трис—раствор, приготавливаемый из три(оксиметил)амино-метана и соляной кислоты (табл. 12).

Таблица 12. Диапазон рН некоторых буферных растворов

Кислотный компонент	Основный компонент	Диапазон рН
HCl	Глицин	1,0—3,7
HCl	Дицитрат натрия	1,0—5,0
НС!	Дифталат калия	2,2—4,0
Лимонная кислота	NaOH	2,2—6,5
Уксусная кислота	Ацетат натрия	3,7—5,6
Дисукцинат натрия	Сукцинат натрия	4,8—6,3
Дицитрат натрия	NaOH	5,0—6,3
KH2PO4	NaOH	5,8—8,0
KH2PO4	Бура	5,8—9,2
NaH2PO4	Na2HPO4 Бура	5,9—8,0
H^BO3 или HCI		7,0—9,2
HCl	Трис — три (оксиметил)-	7,2—9,0
	аминометан
H3BO3	NaOH	8,0—10,0
Глицин	NaOH	8,2—10,1
Глицин, Na2HPO4	NaOH	8,3—11,9

Буферные системы организма. Значения рН различных жидкостей и тканей организма приведены в табл. 10, из дан­ных которой следует, что рН многих систем организма колеб­лется в узком интервале. Строгое постоянство значения рН должно соблюдаться для крови, спинно-мозговой жидкости, печени и др.

Постоянство рН внутренних сред организма сложилось" в процессе длительной эволюции. Согласно положению диалек­тического материализма, сохранение внутренней среды обус­ловливается борьбой противоположностей. Буферные си­стемы организма, с помощью которых поддерживается посто­янство рН, подтверждают этот вывод марксистской философии. Состав буферных систем уже свидетельствует о наличии ве­ществ с противоположными свойствами, в силу которых ком­поненты по-разному реагируют на влияние внешних воздей­ствий, но выполняют одну и ту же задачу —сохраняют зна­чение рН буферной системы неизменным.

В организме имеется много буферных систем, поскольку продуктами жизнедеятельности его являются CO₂ и различные органические кислоты (лимонная, молочная, пировиноград-ная и др.), которые вместе с содержащимися в клетках и тка­нях катионами калия и натрия образуют буферные растворы. Аминокислоты и белки организма в силу своей амфотерности также проявляют буферные свойства.

Очень важной буферной системой организма является гидрокарбонатная. На ее долю в крови приходится более 50 % буферного действия. В крови, моче, пищеварительных соках содержится фосфатный буфер, свойства которого рас­сматривались выше.

Каков же механизм действия буферных систем организма?

Рассмотрим физико-химические основы регуляции постоян­ства рН крови ее буферными системами, к которым относятся гидрокарбонатная, гемоглобиновая и оксигемоглобиновая. Эти системы образованы слабыми кислотами и их солями. По своей силе угольная, оксигемоглобиновая и гемоглобиновая кислоты составляют следующий ряд:

HHbO₂ > H₂CO₃ > HHb.