Естественные буферные растворы и их биологическое значение

Кислотно - щелочной баланс в крови человека и животных обеспечивается рядом буферных растворов:

1. Водородкарбонатный буферный раствор:   H₂CO₃ +NaHCO₃

2. Карбонатный буферный раствор:  CO₂ + Ca(HCO₃)₂; CO₂ + Mg(HCO₃)₂

 Эти растворы эффективно компенсирует действие веществ, увеличивающих кислотность крови, например, молочной кислоты, избыток которой образуется при интенсивной физической нагрузке.

3. Фосфатный буферный раствор – играет более важную роль в клетках крови, чем в её плазме: CaHPO₄ + Ca(H₂PO₄)₂

4. Белковый (аминокислотный) буферный раствор – нейтрализует как кислые, так и основные продукты обмена веществ. Аминокислоты и белки относятся к амфотерным соединениям. Поэтому они образуют буферные растворы 2-х типов: слабая кислота и ее соль; слабое основание и его соль.

    Значение буферных растворов

 В природе буферные растворы обеспечивают химическую устойчивость и нормальную работу ферментативных систем. Многие ферменты могут функционировать в узких диапазонах pH. Изменение pH на 0.4 единицы гибельно для живых организмов, происходит денатурация белка.

Природные буферные системы	pH
Кровь человека	7.35 – 7.45
Слюна	6.35 – 6.85
Молоко	6.6 – 6.9

 

К естественным буферным растворам относятся также почвенные растворы за счет содержащихся в них электролитов. Они создают благоприятные условия для развития растений, которые могут развиваться при определенных значениях  pH почвы. При pH > 9 и pH<3 протоплазма клеток в корнях растений сильно повреждается. Буферная емкость почвы определяет ее экологическую устойчивость несмотря на неблагоприятное действие кислотных дождей.

Почва	pH их почвенных растворов
Подзолистая	3.5 - 6
Серая лесная	5.5 - 6.5
Чернозём	6.5 - 7
Солончаковые	8 - 9

Гидролиз солей

Гидролизом солей называется обменная реакция ионов соли с молекулами воды, в результате которой смещается равновесие диссоциации воды и часто изменяется рН растворов.

Согласно современным представлениям о механизме диссоциации  ионы в водном растворе окружены гидратной оболочкой.

Катионы  удерживают свою гидратную оболочку за счет донорно-акцепторной связи.

Катионы - акцепторы электронных пар атома кислорода:

                  Н      Z+

Kat^z+ ← О                 

                  Н

Анионы  удерживают свою гидратную оболочку за счет водородной связи:

An^z-.... H       Z-          

                О

         Н               

Исходя из этого, гидролиз является результатом поляризационного взаимодействия ионов соли с их гидратной оболочкой.

Гидролизу подвергаются соли, образованные:

1. слабым основанием и сильной кислотой;

2. сильным основанием и слабой кислотой;

3. слабой кислотой и слабым основанием;

4. соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются

I. Под действием электрического поля иона соли в молекуле воды происходит перераспределение зарядов, и молекула воды становится более  полярной, связи в ней разрываются. Этот процесс для катионов можно представить так:

               Н     Z+

Kat^z+←О              → [ Kat OH]^(z-l)+ + H⁺

               Н

Представленная схема имеет место при гидролизе соли по катиону (соли образованы слабыми основаниями и сильными кислотами).

Существуют соли:

а) однозарядных катионов NH₄⁺, Cu⁺;

б) двухзарядных Си²⁺, Zn²⁺, Cd²⁺, Mn²⁺...

в) трехзарядных А1³⁺, Cr³⁺, Fe³⁺;

Пример: Рассмотрим гидролиз соли хлорида цинка. Так как катион Zn²⁺ двухзарядный, гидролиз идет ступенчато. По второй ступени гидролиз идет незначительно.

1ступень:

Ионное уравнение: Zn²⁺ + Н₂О <=> (ZnOH)⁺ + Н⁺

Молекулярное уравнение: ZnCl₂ + Н₂О <=> ZnOHCl + HC1

2ступень:

ZnOH⁺ + Н₂О <=> Zn(OH)₂ + Н⁺

ZnOHCl + Н₂О <=> Zn(OH)₂ + HCl

Ионное уравнение показывает:

а) гидролизу подвергся катион Zn²⁺

б) в результате реакции гидролиза накапливаются ионы Н+, которые сообщают среде кислую реакцию (рН<7).

II. Гидролиз по аниону  (соли образованы сильными основаниями и слабыми кислотами). Взаимодействие силового поля анионов с гидратной оболочкой:

       Н               Z-

 An^z-...   O          <=> HAn^(z-l)-+ ОН^-

       Н

Существуют соли:

а) однозарядных анионов CN ¯, СlO ¯

б) двухзарядных анионов S^2-, SO₃^2-, СО₃ ^2-

б) трехзарядных анионов ВО₃^3-, СrО₃^3-

Пример: Рассмотрим гидролиз соли Na₂S. Анион S^2- двухзарядный, поэтому идет двухступенчатый гидролиз:

1 ступень:                                              2 ступень:

S^2- + Н₂О <=> HS^- + ОН^-                           HS^- + Н₂О<=>H₂S + ОН^-

Na₂S + Н₂О <=> NaHS + NaOH              NaHS + Н₂О <=> H₂S + NaOH

Ионные уравнения показывают, что:

а) гидролизу подвергаются анионы S^2-

б) в результате гидролиза накапливаются ионы ОН^-, которые сообщают среде щелочную реакцию рН > 7.