Кислотно-основное равновесие биологических жидкостей

Кислотно-основные процессы играют большую роль в жизни человека. Так, скорость ферментативных реакций в организме человека, а, следовательно, процессы обмена веществ и физиоло-гические функции в значительной степени зависят от активной кислотности среды. Таким образом, необходимым условием нормального течения жизненных процессов является постоянство рН биологических жидкостей (кислотно-основной гомеостаз). Нару-шение кислотно-основного равновесия (гомеостаза) в организме приводит к изменению рН биологических жидкостей, что, в свою очередь, нарушает нормальное течение процессов обмена веществ.

Сдвиг соотношения концентраций ионов H⁺ и OH^- в сторону увеличения активной кислотности (ацидоз) вызывает уменьшение рН(может возникать в результате нарушения выведения кислот, потери организмом значительных количеств оснований, при наличии высокой концентрации СО₂ во вдыхаемом воздухе, при поносах, рвоте кишечным содержимым и другим причинам).

Сдвиг этого соотношения в сторону уменьшения активной кислотности (алкалоз) вызывает увеличение рН (может развиваться вследствие потери организмом анионов кислот или задержки щелочных катионов; при кишечной непроходимости, при нарушении выведения почками натрия, при поступлении в организм зна-чительных количеств щелочных веществ с пищей или лекар-ственными препаратами, при отравлениях и по другим причинам). Обе формы нарушения кислотно-основного равновесия в организме человека устраняют медикаментозным путем.

Таблица 4. Значения pH различных биожидкостей организма.

Биожидкость	pH (в норме)	Биожидкость	pH (в норме)
Желудочный сок	0,9 - 1,1	Сыворотка крови	7,40 ± 0,05
Желчь в пузыре	5,4 - 6,9	Спинно-мозговая жидкость	7,40 ± 0,05
Слюна	6,35 - 6,85
Молоко	6,6 - 6,9	Содержимое тонкого кишечника	7,0 - 8,0
Моча	4,8 - 7,5
Кожа	6,2 ± 7,5	Сок поджелудочной железы	7,5 - 8,5
Эритроциты	7,25

ГИДРОЛИЗ

Растворение веществ в воде часто сопровождается химическим взаимодействием обменного характера.

Разложение веществ, проходящее с обязательным участием воды и протекающее по схеме:

AB + H-OH ⇄ AН + BОН

называется гидролизом.

Гидролизу могут подвергаться самые различные вещества: органические (эфиры, жиры, углеводы и др.), неорганические (соли, карбиды, нитриды и др.), а также высокомолекулярные соединения (белки).

Процессы ферментативного гидролиза играют важнейшую роль в пищеварении и тканевом обмене веществ всех живых организмов. Так, высокомолекулярные соединения, гидролизуются до низкомоле-кулярных продуктов (аминокислоты, глюкоза и т. п.), которые затем всасываются из кишечника и переносятся в различные ткани, где подвергаются дальнейшим превращениям.

Наибольшее практическое значение имеет гидролиз:

а) органических полимеров (белков, полисахаридов и т. п.), обычно протекающий в присутствии биологического катализатора;

б) сложных эфиров, в частности, жиров;

в) солей.

Ниже более подробно будет рассмотрен гидролиз солей, который играет большую роль в регулировании кислотности среды и в поддержании в организме кислотно-основного гомеостаза.

Гидролиз солей

Практика показывает, что водные растворы многих средних солей (К₂СО₃, MgCl₂, CH₃COONa, FeSO₄ и др.) имеют неодинаковые значения рН. Причиной этого является гидролиз солей.

Гидролизом солей называется обменное взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию малодиссоциированных соединений или ионов, что вызывает изменение рН раствора.

Процесс гидролиза солей включает в себя две стадии: электро-литическую диссоциацию соли на ионы с последующим переходом протона от молекулы воды к аниону:

CO₃^2- + H-OH ⇄ НCO₃^- + ОН^-,

либо от гидратированного катиона металла к молекуле воды:

Fe³⁺×nH₂O + H-OH ⇄ FeOH²⁺×(n-1)H₂O + Н₃O⁺.

Следует отметить, что вторая стадия процесса протекает в заметной степени, если в результате образуются малодис-социированные или малорастворимые соединения.

В обоих случаях происходит смещение равновесия диссоциации воды:

H₂O ⇄ Н⁺ + ОН^-.

В результате в растворе увеличивается концентрация ионов Н⁺ или ОН^-, что находит отражение в изменении значения рН раствора.

Рассмотрим некоторые частные случаи гидролиза солей.

Соли, образованные катионами сильных оснований и анионами сильных кислот (Na₂SO₄, CaCl₂, KI, Sr(NO₃)₂ и др.), не гидролизуются, так как катионы и анионы этих солей не образуют с водой малодиссоциированных электролитов. Водные растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды (рН = 7).

Гидролизу подвергаются три типа солей.

1. Соли, образованные катионами сильного основания и анионами слабой кислоты (CH₃COONa, KCN, Ca(OCl)₂, NaF и др.).

Соли этого типа за счет гидролиза в водных растворах имеют щелочную реакцию. Этот случай гидролиза называется гидролизом по аниону.

Соли, образованные многоосновнымислабыми кислотами (Na₂S, Na₂CO₃, K₃PO₄, Na₂SO₃ и др.), гидролизуются ступенчато, образуя в качестве промежуточных продуктов кислые соли.

Пример 1. Гидролиз ацетата натрия CH₃COONa.

Эта соль образована слабой кислотой (CH₃COOH) и сильным основанием (NaOH). Гидролиз данной соли протекает по аниону (CH₃COO^-) в одну ступень и описывается при помощи либо полного молекулярного уравнения:

CH₃COONa + H-OH ⇄ CH₃COOH + NaОН, pH > 7;

либо сокращенно-ионного уравнения:

CH₃COO^- + H-OH ⇄ CH₃COOH + ОН^-.

В результате образования малодиссоциированного электролита СН₃СООН равновесие диссоциации воды смещается в сторону образования ионов Н⁺ и ОН^-. В результате связывания ионов Н⁺ ионами СН₃СОО^- в CH₃COOH концентрация ионов ОН^- в растворе увеличивается и, таким образом, раствор приобретает щелочную реакцию.

Пример 2. Гидролиз сульфида калия K₂S.

Гидролиз данной соли протекает по аниону (S^2-) в две ступени:

первая ступень:

K₂S + H-OH ⇄ KHS + KОН, pH > 7,

S^2- + H-OH ⇄ HS^- + ОН^-;

вторая ступень:

KHS + H-OH ⇄ H₂S + KОН,

HS^- + H-OH ⇄ H₂S + ОН^-.

По второй ступени гидролиз протекает значительно слабее, чем по первой и может осуществляться только при нагревании и разбавлении раствора.

2. Соли, образованные катионами слабого основания и анионами сильной кислоты (NH₄C1, FeSO₄, ZnCl₂ и др.).

Соли этого типа за счет гидролиза в водных растворах имеют кислую реакцию. Этот случай гидролиза называется гидролизом по катиону.

Соли, образованные многозарядными катионами слабого основания, гидролизуются ступенчато, образуя в качестве промежу-точных продуктов основные соли.

Пример 3. Гидролиз нитрата цинка Zn(NO₃)₂.

Эта соль образована сильной кислотой (HNO₃) и слабым основанием (Zn(OH)₂). Гидролиз данной соли протекает по катиону (Zn²⁺) в две ступени:

первая ступень:

Zn(NO₃)₂ + H-OH ⇄ ZnOHNO₃ + HNO₃, pH < 7,

Zn²⁺ + H-OH ⇄ ZnOH⁺ + H⁺;

вторая ступень:

ZnOHNO₃ + H-OH ⇄ Zn(OH)₂ + HNO₃,

ZnOH⁺ + H-OH ⇄ Zn(OH)₂ + H⁺.

Пример 4. Гидролиз сульфата хрома Cr₂(SO₄)₃.

Гидролиз данной соли протекает по катиону (Сr³⁺) в три ступени:

первая ступень:

Cr₂(SO₄)₃ + 2H-OH ⇄ 2CrOHSO₄ + H₂SO₄, pH < 7,

Cr³⁺ + H-OH ⇄ CrOH²⁺ + H⁺;

вторая ступень:

2CrOHSO₄ + 2H-OH ⇄ [Cr(OH)₂]₂SO₄ + H₂SO₄,

CrOH²⁺ + H-OH ⇄ Cr(OH)₂⁺ + H⁺;

третья ступень:

[Cr(OH)₂]₂SO₄ + 2H-OH ⇄ 2Cr(OH)₃ + H₂SO₄,

Cr(OH)₂⁺ + H-OH ⇄ Cr(OH)₃ + H⁺.

В обоих случаях по второй (и далее) ступени гидролиз протекает только при нагревании и разбавлении раствора.

3. Соли, образованные катионами слабого основания и анионами слабой кислоты (NH₄CN, CH₃COONH₄, (NH₄)₂S, (NH₄)₂CO₃ и др.).

Соли этого типа за счет гидролиза в водных растворах имеют слабокислую, слабощелочную или нейтральную реакцию в зависимости от величины констант диссоциации кислот и оснований, образующих данную соль. Гидролиз идет по катиону и аниону одновременно:

а) если > , то реакция раствора слабокислая;

б) если < , то реакция раствора слабощелочная;

в) если = , то реакция раствора нейтральная.

Пример 5. Гидролиз ацетата аммония CH₃COONH₄.

Эта соль образована слабой кислотой (CH₃COOH) и слабым основанием (NH₃∙H₂O). Гидролиз данной соли протекает c образованием двух малодиссоциированных соединений:

CH₃COONH₄ + H-OH ⇄ NH₃×H₂O + CH₃COOH,

CH₃COO^- + NH₄⁺ + H-OH ⇄ NH₃×H₂O + CH₃COOH.

(NH₃×Н₂О) = 1,8×10^-5;

(СН₃СООН) = 1,8×10^-5,

pH» 7 (нейтральная среда).

Пример 6. Гидролиз карбоната аммония (NH₄)₂СO₃.

Гидролиз данной соли протекает ступенчато:

первая ступень:

(NH₄)₂СO₃ + H-OH ⇄ NH₃×H₂O + NH₄HСO₃,

NH₄⁺ + СO₃^2- + H-OH ⇄ NH₃×H₂O + HСO₃^-;

вторая ступень:

NH₄HСO₃ + H-OH ⇄ NH₃×H₂O + H₂СO₃,

NH₄⁺ + HСO₃^- + H-OH ⇄ NH₃×H₂O + H₂СO₃.

(NH₃×Н₂О) = 1,8×10^-5,

(Н₂СО₃) = 3,7×10^-7,

(Н₂СО₃) = 4,7×10^-11,

pH > 7 (слабощелочная среда).

Из приведенных примеров видно, что гидролизсолей, образованных многозарядными катионами или анионами, протекает ступенчато, но самопроизвольно не доходит до конца (т. е. до образования кислоты и основания, образующих данную соль). Гидролиз по первой ступени протекает в большей степени, чем по последующим ступеням. Это связано с тем, что при гидролизе по первой ступени в растворе увеличивается концентрация ионов Н⁺ или ОН^-, что препятствует дальнейшему протеканию процесса.

Необратимыйгидролиз (т. е. самопроизвольно протекающий до конца) встречается у некоторых солей, образованных катионами слабого основания и анионами слабой кислоты. Для таких солей в соответствующей клетке таблицы растворимости стоит прочерк. Это означает, что вследствие полного гидролиза такие соли в водном растворе не существуют. Необратимый гидролиз возможен только в том случае, когда образующееся в результате гидролиза одно малодиссоциированное соединение является малорастворимым (основание), а другое - летучим (кислота).

Пример 7. Гидролиз сульфида алюминия Al₂S₃ (в таблице растворимости – прочерк).

При растворении этой соли в воде протекает необратимый процесс гидролиза:

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃¯ + 3H₂S­

Необратимый гидролиз необходимо учитывать при написании уравнений реакций, протекающих между электролитами в водных растворах.

Пример 8. Смешали водные растворы Na₂CO₃ и FeCl₃. Написать уравнение протекающей реакции.

Здесь имеет место взаимный гидролиз, т.е. гидролиз одной соли усиливает гидролиз другой соли. Таким образом, процесс гидролиза самопроизвольно идет до конца, т. е. до образования малораст-воримого гидроксида железа (III) Fe(OH)₃ и углекислого газа СО₂:

3Na₂CO₃ + 2FeCl₃ + 3H₂O = 2Fe(OH)₃¯ + 3CO₂­ + 6NaCl

3СO₃^2- + 2Fe³⁺ + 3H₂O = 2Fe(OH)₃¯ + 3CO₂­