Применение буферных растворов в медицинских исследованиях

Избыток гидроксил ионов выводится из среды за счет их связывания ионами водорода и образования очень слабого электролита – воды. При этом концентрация ионов водорода восстанавливается за счет дополнительной диссоциации молекул уксусной кислоты.

В случае внесения в буферный раствор сильной кислоты происходит связывание, ацетатными ионами добавочных ионов водорода, превращаясь в слабую уксусную кислоту:

СН₃ СОО^- + Nа⁺ + Н⁺ + С1^- Û СН₃ СООН + Nа⁺+ С1^-

 

При разведении ацетатной буферной системы концентрация ионов водорода будет восполняться за счет повышения степени диссоциации уксусной кислоты в соответствии с правилом Ле Шателье.

Таким образом, можно заключить, что буферные свойства обусловлены наличием в буферном растворе резерва ионов водорода или гидроксила в виде молекул слабой кислоты или основания. Поступающие в буферный раствор с сильной кислотой или основанием, избыточные ионы водорода или гидроксила переводятся в этот резерв или же нейтрализуются за его счет с образованием недиссоциирующих молекул воды. Сильные кислоты и основания с их солями не обладают буферным действием. Они полностью диссоциированы. В их растворах нет скрытого запаса ионов. Поэтому в такой системе избыточные свободные ионы водорода или гидроксила не могут быть связаны и инактивированы без резкого изменения рН раствора.

Для ацетатной буферной системы концентрация ионов водорода рассчитывается на основе закона действующих масс.

В данной системе присутствие ионов водорода в среде обеспечивает диссоциация уксусной кислоты.

СН₃СООН Û Н⁺+ СН₃ СОО^-

Поэтому, концентрацию ионов водорода рассчитывают, исходя из константы диссоциации уксусной кислоты:

К_d= [Н⁺] [СН₃ СОО^-]

[СН₃СООН]

отсюда следует:

 

[Н⁺] = К_d [СН₃СООН]

[СН₃ СОО^-]

 

Уксуснокислый натрий представляет собой сильный электролит, который полностью диссоциирует на ионы натрия и ацетата:

СН₃СООNa Þ Na⁺ + СН₃ СОО^-

В соответствии с правилом Ле Шателье больше количество ацетатных ионов уксуснокислого натрия почти полностью подавляют и без того слабую диссоциацию уксусной кислоты. Поэтому концентрацию недиссоциированных молекул, входящую в уравнение константы диссоциации, можно приравнять к концентрации всей кислоты, а концентрацию ацетатных ионов – концентрации соли:

 

[Н⁺] = К_d С[кислоты]

C[соли]

 

В расчетах концентрации ионов водорода удобно пользоваться целыми числами. Поэтому полученное выражение логарифмируют, представляя значения уравнения в виде отрицательных логарифмов.

 

-lgC_H+ = - lgK_k – lg C_{кислоты}/ C_соли

 

где –lgC_H+ представляет рН раствора, а отрицательный десятичный логарифм константы диссоциции кислоты- lgK_k по аналогии с водородным показателем называют кислотным показателем – рК_к. Для удобства расчетов можно заменить отрицательный знак перед логарифмом отношения концентраций в уравнении на положительный. При этом меняется местами числитель и знаменатель отношения. Таким образом, получается выражение, известное как уравнение буферного действия Гендерсона-Гассельбаха для кислотных буферных систем:

рН = рК_к + lg С_соли / С_{кислоты}

 

Применяя аналогичное рассуждение для основных буферных систем можно вывести, что гидроксильный показатель определяется выражением:

рОН = рК_о + lg С_соли / С_{основания}

 

Водородный и гидроксильный показатели взаимосвязаны через показатель ионного произведения воды:

рК_w = рН + рОН

 

Отсюда рН основных буферных систем определяется следующим вариантом уравнения Гендерсона-Гассельбаха:

 

рН = рК_w – рК_о + lg С_{основания} / С_соли

 

Таким образом, уравнение буферного действия характеризует природу буферной системы и показывает, что рН раствора определяется константой диссоциации слабой кислоты или основания и соотношением их концентраций.

Способность буферных растворов сохранять устойчивую концентрацию ионов водорода измеряется буферной емкостью. Это то количество сильной кислоты или основания в М, которое надо добавить в 1 литру буферного раствора, чтобы изменить его рН на единицу. Различают буферную емкость по кислоте В_к и по основанию В_о, которые рассчитывают по уравнениям:

 

В_к = С(¹/_zHA) V(HA) / [pH – pH₀] V_b В_щ = С(¹/_zВ) V(В) / [pH – pH₀] V_b;

 

где С(¹/_zHA), С(¹/_zВ) – молярные концентрации эквивалента кислоты и щелочи; V(HA), V(В) – объем добавленных кислоты или щелочи; pH₀, pH – значения рН буферного раствора до и после добавления кислоты или щелочи;

V_b – объем буферного раствора в литрах.

Величина буферной емкости зависит от концентрации слабой кислоты или основания и их соли в растворе, и от соотношения этих концентраций. Чем выше концентрация кислоты или основания и их соли, тем больше буферная емкость раствора. Это объясняется тем, что при более высокой концентрации компонентов сказывается больше их запас для нейтрализации добавляемых сильных кислот или оснований. Чем ближе соотношение концентрации кислоты или основания и их соли к единице, тем больше буферная емкость раствора. Это объясняется тем, что в таком растворе запас слабой кислоты или основания и их соли может полностью использоваться в равной мере для нейтрализации и сильных кислот и сильных основании, т.е. увеличивается широта буферного действия.

 

Применение буферных растворов в медицинских исследованиях

Буферные растворы используют в работе клинических лабораторий, при фармацевтическом анализе и в научных исследованиях. Это обусловлено тем, что исследуемые объекты – клетки, ферменты, лекарственные вещества функционируют в организме при постоянном рН среды. Поэтому необходимо в этих исследованиях использовать растворы, которые бы поддерживали кислотно-основное равновесие. Для этого чаще всего используют фосфатный, ацетатный, вероналовый, боратный и трис буферные системы, которые создают и поддерживают физиологическую концентрацию ионов водорода. Для поддержания рН лекарственных растворов, предназначенных для инъекций, применяют бикарбонатный буфер.