Вода як електроліт кислоти, буферні системи живих організмів

З хімічної точки зору вода - це слабкий електроліт, що зворотно розпадається на іони водню (Н⁺) і іони гідроксилу (ОН^-). При цьому між недисоційованими молекулами води та іонами встановлюється рівновага:

Н₂O± H⁺ + ОН^-

Зворотна іонізація (дисоціація) води має дуже важливе значення у функціонуванні живої клітини. (Насправді вільних іонів водню у воді не існує. Як і більшість інших іонів, вони гідратовані, тобто оточені гідратною оболонкою. Гідратну форму іона Н⁺ називають іоном гідронію або гідроксонію і позначають H₃O⁺ Для спрощення часто іони гідроксонію не вживають у реакціях).

Іонізація води відбувається дуже слабко. У будь-який момент при 25ºСіз 10 мільйонів молекул чистої води в дисоційованому стані знаходиться тільки одна. Проте, незважаючи на дуже слабку дисоціацію, іони Н⁺ і ОН^-, що при цьому утворюються, відіграють винятково важливу роль у біологічних процесах. Тому необхідно знати кількісну сторону дисоціації води. З рівноваги зворотної реакції Н₂О ↔Н⁺ + ОН^- можна записати константу дисоціації води:

К_Д =

Концентрація недисоційованих молекул у воді дуже висока порівняно з дисоційованими (вона дорівнює числу грамів води в 1 літрі поділеному на молярну масу, тобто 1000׃ 18 = 55,5 М) і є сталою величиною відносно дуже низьких концентрацій іонів H⁺ і OH^-. Чисельне значення К_Д Н₂О при 25ºС дорівнює 1,8·10^-16. Підставивши відповідні значення, одержимо:

1,8·10^-16= ,

(55,5)·(1,8·10^-16) = [H⁺]·[OH^-],

99,9·10^-16 = [H⁺]·[OH^-],

1,0·10^-14 = [H⁺]·[OH^-].

Величину 1·10^-14 називають іонним добутком води. Вона означає, що добуток [H⁺]·[OH^-] у чистій воді при 25°С завжди дорівнює строго визначеній величині, а саме 1·10^-14. Оскільки [H⁺]=[OH^-], що має місце в чистій воді, то такий розчин називають нейтральним. Виходячи з чисельного значення іонного добутку води, можна розрахувати концентрацію іонів H⁺ і OH^- у воді.

Оскільки іонний добуток води є сталою величиною, то зрозуміло, що коли концентрація іонів H⁺ вища за 10^-7 г-іон/л, то концентрація іонів OH^- має бути менше 10^-7 г-іон/л, і навпаки. Таким чином, коли концентрація іонів H⁺ дуже висока, як у розчинах кислот, концентрація іонів ОН^- буде дуже низькою, оскільки їх добуток завжди має залишатися рівним 1·10^-14. І, навпаки, якщо концентрація іонів ОН^- дуже висока, наприклад, у розчині лугу, то концентрація іонів Н⁺ буде дуже низькою. Отже, знаючи концентрацію іонів ОН^- , із чисельного значення іонного добутку води можна обчислити концентрацію іонів Н⁺ і навпаки.

Кількісні значення іонів Н⁺ дуже малі і проводити з ними розрахунки не зручно. Тому користуються логарифмічним виразом їх концентрацій, що позначають символом рН: рН= - lg [H⁺] (це обернений десятковий логарифм концентрації іонів Н⁺). У нейтральному розчині, де концентрація іонів Н⁺ становить 1,0·10^-7, розмір рН при 25°С дорівнює:

pH= - lg 1,0·10^-7 = - (lg 1,0 = lg 10^-7)-(0=(-7))=7 або

pH= lg = lg 1,0=lg 10⁷ = 0=7 = 7

Значення 7,0 одержано з чисельного значення іонного добутку води при 25°С. Розчини, що мають рН більше 7,0, є лужними, оскільки концентрація іонів ОН^- у таких розчинах більше за концентрацію іонів H⁺. І, навпаки, розчини, що мають рН менше 7,0, — це кислі розчини.

Величину рН водних розчинів можна приблизно визначити за допомогою різних індикаторів, таких, як лакмус, метилоранж, фенолфталеїн. Точне значення рН визначають за допомогою приладу - рН-метра.

Від величини рН залежать структура й активність біологічних макромолекул, зокрема, активність ферментів. Так, активність пепсину шлункового соку максимальна при рН 1,5-2, каталази крові - при 7,0. Тканинні катепсини в нейтральному середовищі здійснюють синтез білків, у кислому - їх розщеплення. Зміна рН середовища призводить до зниження активності ферментів, порушення обміну речовин, зміни структури та осадження білків.

Значення рН використовують при діагностиці захворювань. Наприклад, у людей, що страждають важкою формою діабету, значення рН крові часто нижче порівняно з нормою. Такий стан називають ацидозом. При деяких інших захворюваннях величина рН може бути вище за норму. Такий стан називають алкалозом.

З властивостями води тісно пов’язані властивості кислот і основ. Розрізняють сильні кислоти і основи і слабкі. Сильні кислоти - це хлороводнева, сульфатна, нітратна. Сильні основи - натрій гідроксид, калій гідроксид. У водних розчинах вони повністю іонізовані, тому і належать до сильних.

У біологічних системах присутні слабкі кислоти і основи. Прикладом слабких кислот можуть бути оцтова, карбонатна, фосфатна, слабкої основи - аміак (амоніак).

У водному розчині кожна кислота намагається відщепити свій протон. Чим сильніша кислота, тим сильніше виражена ця тенденція. Здатність будь-якої кислоти НА відщеплювати протон і утворювати сполучену з нею основу А^- характеризується константою рівноваги зворотної реакції:

НА ↔ Н⁺+А^- , яка дорівнює

Суміші слабких кислот і спряжених з ними основ являють собою системи, що називають буферними. Вони мають дуже важливу властивість. При додаванні до такої суміші невеликих кількостей кислоти (Н⁺) або основи (ОН^-) або при розведенні вони здатні підтримувати постійне значення рН. Прикладом буферної системи може служити суміш оцтової кислоти та ацетат-іона (солі оцтової кислоти).

При додаванні до такої системи іонів Н⁺ (кислоти) один із її компонентів, а саме спряжена основа - аніон СН₃СОО^-, зв’язується з протонами і перетворюється в оцтову кислоту, зменшуючи тим самим концентрацію іонів Н⁺. Якщо додати до такого розчину іони ОН^- (луг), то частина вільної кислоти, звільняючи деяку кількість іонів Н⁺ нейтралізують ОН^- іони з утворенням нейтральних молекул води. Важливо відзначити, що насправді значення рН буферних систем хоча і слабко, але все ж змінюється при додаванні невеликої кількості іонів H⁺ або ОН^-. Проте ці зміни дуже незначні порівняно з тими змінами рН, які б мали місце при додаванні такої ж кількості іонів H⁺ або ОН^- до чистої води або розчину, наприклад, NaCl, оскільки ні вода, ні розчини таких солей не мають буферних властивостей. За наведеною вище схемою працюють і інші буферні системи. Варто пам’ятати, що будь-яка буферна система успішно функціонує тільки за наявності в розчині слабкої кислоти (донора протонів) і спряженої з нею основи (акцептора протонів). Якщо до буферного розчину додати велику кількість сильної кислоти (або сильної основи), то весь наявний у ньому акцептор протонів (або їх донор) перетвориться в слабку кислоту (або сіль), і буферна система перестане існувати. Є таке поняття, як буферна ємність. Вона, природно, буде тим більшою, чим вищими будуть концентрації слабкої кислоти і спряженої з нею основи. Буферні розчини з високими концентраціями спряжених пар можуть утримувати постійне значення рН при додаванні значних кількостей кислоти або лугу.

У всіх живих організмів внутрішньоклітинні і позаклітинні рідини мають характерну і постійну величину рН, що підтримується в першу чергу буферними системами.

У людини і ссавців дві важливі буферні системи. Фосфатна підтримує рН внутрішньоклітинної рідини. Вона являє собою спряжену кислотно-основну пару:

Н₂РО₄^-↔ Н⁺ + НРО₄^2-

Ця система максимально ефективно функціонує біля рК 6,86, тому що значення рК іонів Н₂РО₄^- дорівнює 6,86. Фосфатна буферна пара Н₂РО₄^-- НРО₄^2-- добре утримує рН в інтервалі між 6,1 і 7,7 і може забезпечувати буферну ємність внутрішньоклітинної рідини, значення якої лежить у межах 6,9-7,4.

Головною буферною системою плазми крові є бікарбонатна система. Вона являє собою спряжену кислотно-основну пару, яка складається з молекул карбонатної кислоти (Н₂СО₃), що виконує роль донора протона, і бікарбонат-іона (НСО₃^-), що виконує роль акцептора протона:

Н₂СО₃↔Н⁺+СО₃-

Це унікальна буферна система організму. Вона функціонує як ефективний фізіологічний буфер близько рН 7,4, тому що донор протона Н₂СО₃ у плазмі крові знаходиться в динамічній рівновазі з великим резервним обсягом газоподібної CO₂ у повітряному просторі легенів. Тому за будь-яких умов, коли в кров з якихось причин потрапляє надлишок іонів ОН^- і рН підвищується, частина карбонатної кислоти (Н₂СО₃), перетворившись в HCO₃^- в результаті взаємодії з іонами ОН^-, дуже швидко відновлюється за рахунок великого запасу газоподібної СО₂ в легенях. Остання, розчиняючись у крові, утворює розчинну СО₂ , що вступає в реакцію з водою, утворюючи Н₂СО₃^-

Якщо чомусь величина рН крові зменшується, деяка кількість НСО₃ буферної системи зв’язується з надлишком іонів Н⁺. При цьому утворюється надлишок Н₂СО₃. Ця Н₂СО₃ розпадається, виділяючи розчинену СО₂, яка в свою чергу переходить у газову фазу в легенях і видихається організмом. Таким чином, висока інтенсивність процесу дихання, тобто висока швидкість вдихання повітря і видихання СО₂ обумовлює підтримання постійного значення рН у крові.