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.
   

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.
Механизм действия буферных систем.

Системы первого типа можно рассмотреть на примере ацетатной буферной системы

При добавлении сильной кислоты происходит связывание иона Н⁺ в слабую кислоту

а при добавлении щелочи происходит связывание иона ОН^- в слабый электролит Н₂О

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 высоких значений – при добавлении щелочи имеет место, т.к. нарушается первоначальное соотношение и (см. уравнения 1-3).

Механизм буферного действия систем второго типа можно проследить на примере аммонийной буферной системы

При действии кислоты:

при действии щёлочи:

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:

При действии кислоты реагирует «белок – основание»

При действии щелочи – «белок – кислота»

Акцептор протонов – «белок – основание», донор – «белок – кислота».

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:

где n( кисл) и n( щел) – количества эквивалентов кислоты или щёлочи, добавленные к буферному раствору объёмом V(БР), а ∆рН – наблюдаемое при этом изменение рН, т.е. | рН₀ – рН_к |.

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

Буферная ёмкость определяется двумя факторами:

1. 
   Концентрацией кислотно-основной пары – чем выше концентрация кислотно-основной пары, тем выше буферная ёмкость.
   
2. 
   Соотношением концентраций компонентов.
   

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

Таким образом, интервал значений рН, в котором буферная система активно проявляет свои свойства, составляет приблизительно 2 единицы рН, т.е. pH = рК_а ± 1 – зона буферного действия, о чем говорилось ранее.

Плазма крови.

Нормальное значение рН крови 7.40 ± 0.05, т.е. а(Н⁺) ≈ 3.7 ^. 10^-8 – 4 ^. 10^-8 моль/л. Постоянство этих величин обеспечивается одновременным действием гидрокарбонатной, фосфатной, белковой и аминокислотной буферных систем.

1. 
   Гидрокарбонатная.
   

В свою очередь концентрация СО₂ определяется равновесием

которое описывается законом Генри

Т. о. в крови устанавливается равновесие

В соответствии с уравнением 1 значение рН гидрокарбонатного буфера в конечном счёте определяется концентрацией НСО₃^- и парциальным давлением СО₂:

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:

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.

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.
   

4. 
   Аминокислотные буферные системы.
   

Таким образом, мощность буферных систем плазмы крови убывает в ряду Н₂СО₃/НСО₃^- >белки > Н₂РО₄^-/НРО₄^2- > аминокислоты.

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 (рК_а = 8.2), диссоциирует по схеме:

Недиссоциированной части больше, т.е. , следовательно буферная ёмкость системы HHb/Hb^- выше по щёлочи, чем по кислоте (таблица 2).

В легких HHb реагирует с О₂,

образуя оксигемоглобин, который переносится кровью в капиллярные сосуды, откуда О₂ попадает в ткани. HHbO₂ – слабая кислота –рК_а (HHbO₂) = 6.95. Поэтому при действии доноров протонов их в первую очередь будет нейтрализовать анион Hb^-

т.к. имеет большее сродство к Н⁺. Но при действии оснований – акцепторов протонов – в первую очередь будет реагировать оксигемоглобин

Система HHbO₂/HbO₂^- осуществляет также протонирование HCO₃- ионов с последующим выделением СО₂ через легкие:

Необходимо также отметить участие эфиров фосфорных кислот в поддержании постоянства рН. Фосфолипиды являются слабыми кислотами. рК_а 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 буферных систем обеспечивает кислотно-основной гомеостаз в организме.

Основные буферные системы организма