Теоретичні відомості.

Таблиця 1 - Значення рН у фізіологічних рідинах організму людини

Фізіологічна рідина	рН	Межі відхилень
Шлунковий сік Слина Кров (плазма) Сік підшлункової залози	1,65 6,75 7,36 8,65	0,9-2,0 5,6-7,9 7,25-7,44 8,6-9,0

Як видно з табл. 1, концентрація йонів Гідрогену залежить від природи фізіологічного розчину. У розчинах розрізняють:

• загальну кислотність, яка відповідає загальній концентрації йо­нів Гідрогену (визначається титруванням);

• активну кислотність, яка дорівнює активності йонів Гідрогену у фізіологічному розчині (визначається колориметричними і по­тенціометричними методами);

• потенціальну кислотність, яка дорівнює концентрації недисоційованих молекул слабких кислот і розраховується як різниця між загальною та активною кислотностями.

Найчастіше кислотність визначають за допомогою індикаторів (лакмусу, фенолфталеїну).

Методи вимірювання рН розчинів

Водні розчини слабких кислот мають свої особливості. Ступінь дисоціації слабких електролітів 0 < α < 1 , концент­рація йонів Н менша за концентрацію кислоти. Для таких розчинів розрізняють кислотність, зумовлену іонами Н (активна), молекулами, які не про-дисоціювали (потенціальна, чи зв'язана) і загальну, відповідно до розрахованої концентрації:

с н₃соон = н⁺ + сн₃сон^-

зв'язана активна

загальна

Сьогодні використовують два методи вимірювання рН: потенціометричний і колориметричний. Перший метод найбільш точний, хоча і складніший. Другий — простіший, але менш точніший.

За потенціометричного методу використовують потенціометри або іономери, точність вимірювання яких — 0,02+0,05, надає можливість вимірювати рН багатокомпонентних систем а також забарвлених розчинів. Оскільки це не руйнуючий мстод контролю, його можна використовувати для вимірювання рН різних середовищ і органів, наприклад, безпосередньо у травному каналі людини. Для вимірювання величини рН необхідні електроди, потенціал яких залежить від концентрації іонів водню. До таких електродів належать водневий, хінгідронний, сурм'яний і скляний .Ці електроди називаються індикаторними. Найчастіше застосовується скляний електрод. Для вимірювання рН мож-користуватися концентраційним колом із двох скляних електродів, один з яких занурений у стандартний розчин, значення якого відоме. У хімії, біології, медицині, промисловому виробництві ті чи інші процеси дуже часто відбуваються при постійних значеннях рН, а під час реакцій йони гідрогену можуть вбиратися або виділя­тися. Щоб процес відбувався при сталому значенні рН, у розчин уводять буферні суміші, які вбирають йони гідрогену або гідроксид-йони, і значення рН розчину практично не змінюється.

Різниця потенціалів залежить від рН. Вона змінюється на 0,059 В на одиницю рН при 25 °С. Таке ж електричне коло користовують для визначення рН рідких середовищ організму шлункового соку, крові тощо.

Другий широко відомий метод — колориметричний, в яко­му при визначенні рН застосовують реагенти-індикатори, забарвлення яких залежить від рН середовища. Існують буферіний і безбуферний колориметричні методи визначення концентрації іонів водню. Найбільш розповсюджений серед безбуферних — метод Михаеліса, що грунтується на застосуванні стандартів — шкали, одержаної у результаті додавання однобарвного індикатора групи нітрофенолу в розчини з різними значеннями рН.

Інтервал рН за методом Михаеліса становить 2,8-8,4.

Буферний колориметричний метод визначення рН ґрунтується на порівнянні забарвлення індикатора в досліджуваніму розчині зі шкалою, яка одержується в результаті додавання обраного індикатора до ряду буферних розчинів із різний значеннями рН.

Точність колориметричного методу невелика — 0,2 рН. придатний тільки для аналізу незабарвлених розчинів.

Гідроліз солей. Солі - це електроліти, які при розчиненні у воді дисоціюють, відщеплюючи позитивні йони (тільки не Н⁺) і негативні йони (крім ОН^- ). При розчиненні у воді деякі з них гідролізуються.

Гідролізом називається взаємодія речовини (солі) з водою, тоб­то складові частини солі сполучаються зі складовими частинами води, внаслідок чого змінюється рН середовища.

Розглянемо основні випадки гідролізу:

• Гідроліз солей, утворених слабкою кислотою і сильною осно­вою, призводить до утворення слабких кислот та сильних основ. У розчині накопичуються йони ОН^- і середовище має рН > 7 (лужне середовище):

КСN + Н₂О ↔ КОН + НСN,

• Гідроліз солей, утворених сильною кислотою і слабкою осно­вою, приводить до утворення слабких основ та сильних кис­лот. У розчині накопичуються йони Н⁺, і середовище має рН < 7 (кисле середовище):

NH4C1 + H2O ↔ NH4OH + HC1

• Гідроліз солей, утворених слабкою основою і слабкою кисло­тою, приводить до утворення слабких основ та кислот. Реакція середовища близько рН 7 і залежить від відносної сили утворе­ної слабкої кислоти чи слабкої основи:

CH3COONH4 + H2O = CH3COOH + NH4OH

• Солі, які утворені сильною кислотою та сильною основою, не гідролізуються і рН середовища не змінюється.

Ступінь гідролізу залежить від температури, концентрації роз­чиненої солі (при великих розведеннях практично не залежить) і природи солі.

У медичній практиці не застосовують солі, які гідролізуються у водних розчинах. Але широко використовують солі, які не гідро­лізуються (NаСІ, МgS0₄, СаС1₂).

Гідролізу в організмі піддаються біологічно активні речовини — білки, полісахариди, нуклеїнові кислоти, ліпіди, при цьому утво­рюються кислі продукти (рН < 7). Наприклад, під дією ферментів гідролізу підлягають естери (жири), пептиди (пептидний зв'язок), молекули АТФ (естеровий зв'язок) та ін.

Буферними розчинами називають розчини суміші слабкої кис­лоти (або слабкої основи) та її солі, наприклад суміш (СН₃СООН + + СН3СООNа), суміш гідроксиду амонію і хлориду амонію (NН₄ОН + + NН₄С1).

Класифікація кислотно-основних буферних систем

Буферні системи можуть бути чотирьох типів.

1Слабка кислота та її аніон. Наприклад, ацетатна буферна система СН₃СОО^-\ СН₃СООН у розчині СН₃СООNа і СН₃СООН, діа­пазон дії — рН 3,8 — 5,8. Гідрогенкарбонатна система НСО₃^-/Н₂СО₃ в розчині NаНСО₃ і Н₂СО₃, діапазон дії — рН 5,4 — 7,4.

2.Слабка основа і її катіон. (В/ВН⁺). Наприклад, аміачна бу­ферна система NН₃/NН₄⁺ у розчині NН₃ і NН₄С1, діапазон її дії — рН 8,2—10,2.

3.Аніони кислої і середньої солі або кислих солей. Наприклад, фосфатна буферна система НРО₄^2-/ Н₂РО₄ у розчині Nа₂НРО₄ і NаН₂РО₄, діапазон їх дії рН — 6,2 — 8,2.

4.Йони і молекули амфолітів. До них належать амінокислоти і білкові буферні системи. Якщо амінокислоти і білки перебувають в ізоелектричному стані (сумарний заряд молекул рівний нулю), то розчини цих сполук не є буферними. Вони проявляють буферну дію, коли до них додавати деяку кількість кислоти або лугу. Тоді частина білка (амінокислоти) переходить із ізоелектронного стану в форму білок—амінокислота або відповідає формулі білок—осно­ва.

При цьому виникає система двох форм білка:

а) слабка білок—кислота + сіль цієї слабкої кислоти ;

б) слабка білок—основа + сіль цієї слабкої основи.

Механізм буферної дії можна розглянути на прикладі ацетат­ної буферної системи СН₃СОО^- /СН₃СООН, в основі дії якої лежить кислотно-основна рівновага:

СН₃СООН <=> СН₃СОО" + Н⁺; рКа = 4,8.

Основне джерело ацетат-йонів — сильний електроліт ацетат СН₃СООNа — при додаванні сильної кислоти поєднана основа СН₃СОО^- зв'язує додаткові йони Н⁺, перетворюючись на слабку оц­тову кислоту:

СН₃СОО^- + Н⁺<=> СН₃СООН.

Кислотно-основна рівновага зміщується ліворуч за принципом Ле Шательє.

Зменшення концентрації аніонів СН₃СОО^- точно зрівноважуєть­ся підвищенням концентрації молекул СН₃СООН. У результаті відбувається невелика зміна в співвідношенні концентрацій слаб­кої кислоти та її солі, а значить і ненабагато змінюється рН.

При додаванні лугу протони оцтової кислоти (резервна кис­лотність) вивільняються і нейтралізують додаткові йони ОН^-, зв'я­зуючи їх у молекули води:

СН₃ООН + ОН^- <=> СН₃СОО^- + Н2О

Кислотно-основна рівновага зміщується праворуч за принци­пом Ле Шательє.

У цьому випадку відбувається невелика зміна в співвідношенні концентрації слабкої кислоти та її солі, а значить, і незначна зміна рН. Зменшення концентрацій слабкої кислоти СН₃СООН точно зрівноважується підвищенням концентрації аніонів СН₃СОО^-.

При додаванні до цих сумішей сильної кислоти або сильної ос­нови відбуваються такі реакції: СН₃СООNа + НС1 = СН₃СООН + NаС1

СН₃СООН + NаОН = СН₃СООNа + Н2О

NН₄ ОН + НС1 = NН₄С1 + Н2О

NН₄С1+ NаОН = NН₄ ОН + NаС1

Отже, при дії на буферний розчин сильної кислоти або сильної основи змінюється концентрація слабкої кислоти (або слабкої ос­нови). Проте рН розчину практично не змінюється. Це пояснюєть­ся тим, що слабка кислота (або слабка основа) мало дисоціює, а за наявності однойменних йонів її солі дисоціація відбувається ще меншою мірою. Таким чином, рН буферної суміші під впливом сильної основи або сильної кислоти практично не змінюється.

Не змінюється рН буферної суміші і при розведенні, тому що залежить лише від співвідношення концентрації солі та кислоти. Це видно з формули, яку використовують для обчислення рН бу­ферної суміші:

рН = рК к-ти + 1g С_солі

С_к-ти

де рК к-ти = -1gК к-ти.

Для буферної суміші, що складається із слабкої основи та її солі, формула для обчислення рОН така:

рОН = рК основи + 1g С_солі \ С_осн

де рК основи = -1gК основи.

Буферні розчини часто використовують у хімічній промисло­вості в якісному та кількісному аналізах, коли потрібно виконати реакцію при певному значенні рН.

Буферні розчини відіграють важливу роль у житті організму, забезпечуючи стале рН його внутрішнього середовища. Наприклад, у крові людини наявні 3 види буферних систем: фосфатна, гідрокарбонатна,білкова.