12

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. Буферные системы обеспечивают состояние кислотно-основного равновесия, соответствующего 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.

Таблица 1.

I. Слабая кислота и её анион HA/A-
Название	Состав	Протолитическое равновесие	Зона буферного действия
Ацетатная			pH=3,8-5,8
Гидро-карбонатная			pH=5,4-7,4
Фосфатная			рН=6,2-8,2
Гемогло-биновая			рН=7,2-9,2
Оксигемо-глобиновая			рН=6,0-8,0
II. Слабое основание и его катион B/BH+
Аммонийная			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.

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 практически им равными и легко определяемыми величинами C(CH₃COOH) и C(CH₃COONa).

Тогда , т.е. и, следовательно, .

А в общем виде для систем первого типа HA/A^- величина pH определяется по уравнениям 1 или 1а.

Для буферных систем второго типа B/BH⁺ гидроксильный и водородный показатели рассчитываются по уравнениям 2, 2а, 3, 3а.

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 (pK_a, pK_b) и соотношением концентраций или количеств компонентов. Это позволяет готовить буферные растворы с заданным значением pH смешиванием растворов кислоты и соли (основания и соли). pH этих растворов вычисляют по уравнениям 4 и 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.