Химия белка. Структура, свойства, методы исследования - Шендрик А.Н. 2022

Аминокислоты
Аминокислоты
Электронные спектры поглощения и кислотно-основные свойства аминокислот в растворах - Буферные системы. Уравнение Гендерсона-Хассельбальха

Буферная система - это раствор, который препятствует изменению концентрации ионов водорода при добавлении к нему кислоты или щелочи. Или - это раствор, который способен поддерживать, в известных пределах, постоянное значение рН при введении доноров Н⁺ (кислот) или акцепторов Н⁺ (оснований). Буферные свойства поддерживаются в растворах присутствием в них сопряженной кислотно-основной пары. Величину буферного действия характеризуют буферной емкостью ß. Она оценивается как количество сильного основания (щелочи), которое необходимо добавить к раствору для изменения его рН на единицу:

Простейшие широко распространенные в лабораторной химической практике буферные растворы включают в себя, как правило, компоненты слабых минеральных или органических кислот (кислота и соль этой кислоты, соли многоосновных кислот различной степени замещения и т.д.).

Буферные смеси применяемые для биохимических исследований должны удовлетворять следующим требованиям:

> обладать достаточной буферной емкостью;

> обладать достаточной степенью чистоты;

> хорошо растворятся в воде и не проникать через биологические мембраны;

> быть устойчивыми к действию ферментов;

> не оказывать токсического и ингибирующего действия;

> не поглощать свет в видимой и УФ-областях.

Механизм действия буферных смесей. рН растворов кислот и оснований

Рассмотрим самый общий случай. Кислота (HA), отщепляя при диссоциации протон, переходит в сопряженное основание (А^-):

Пара представляет собой таким образом сопряженную пару: кислота - основание.

Для одноосновных сильных кислот (сильных электролитов) в разбавленных растворах концентрацию ионов водорода можно принять равной исходной аналитической концентрации кислоты (С_k). Соответственно рН растворов сильных кислот выражают как:

рН = -lgC_k

а рН растворов сильных оснований как:

рН = 14 - lgC_k

Слабая кислота в растворе диисоциирует не полностью (частично). Константа равновесия процесса диссоциации в соответствии с законом действия масс выразится в этом случае следующим образом:

Условие общей электронейтральности раствора можно записать так:

[A^-] + [HO^-] = [H⁺]

В водных растворах обычно выполняется неравенство:

[HO^-]<<[A^-]

т.е. условие общей электронейтральности можно выразить следующим образом:

[A^-] ≌ [H⁺]

С учетом последнего, выражение для К_а примет вид:

Здесь [HA] есть, как и везде выше, не аналитическая концентрация кислоты, а ее равновесная концентрация. Она естественно меньше исходной концентрации С, поскольку кислота частично продиссоциировала на ионы. Количество распавшейся на ионы кислоты определится как:

[HA] = С_k - [H⁺]

Тогда, для К_а получим:

Решив последнее уравнение относительно [H⁺], будем иметь:

Для слабых кислот справедливо неравенство:

С_k >> [H⁺]

и для K_a можно ограничиться приближенным и менее громоздким выражением:

K = [H⁺]²/C_k

Откуда:

Или:

pH = (pK_a - lgC_k)/2

Соответственно, для слабодиссоциирующих оснований:

pH = (14 + pK_a + lgC)/2

где рК_а -константа диссоциации сопряженной к основанию кислоты.

рН растворов сильных кислот в присутствии сильных оснований

Величина рН таких растворов рассчитывается по той же, примерно, схеме, что и выше. Отличие только в том, что условие электронейтральности раствора нужно дополнить концентрацией катиона сильного основания (М⁺):

[M⁺] + [H⁺] = [A^-] + [OH^-] = [A^-],

Поскольку в применяемых на практике водных растворах очень часто выполняется неравенство:

[A^-] >> [HO^-],

Для сильного основания допустимо приближение:

[M⁺] ≌ [MOH] ≌ C_o

где С_о - аналитическая (исходная) концентрация сильного основания.

С учетом принятых допущений, для К_а будем иметь:

В данном случае, для нахождения равновесной концентрации кислоты [HA], из ее аналитической концентрации вычитаются концентрации ионов водорода, образовавшихся в результате диссоциации кислоты, и аналитическая концентрация щелочи. Она уменьшает количество кислоты за счет реакции нейтрализации.

Приближения:

C_k >> [H+] и C_o >> [H⁺]

остаются в силе. Тогда

После логарифмирования, получим:

Это уравнение называется уравнением Гендерсона-Хассельбальха. Из него следует, что рК_а есть величина рН, при котором половина молекул кислоты в растворе находится в диссоциированном состоянии.

Экспериментально, величину рК_а можно легко определить методом потенциометрического титрования, результат которого выражают в виде зависимости рН среды от количества введенных в раствор эквивалентов НО^- - ионов (см.рис. ниже)

Количество эквивалентов ОН

Первая точка перегиба (в нижней части кривой) и есть точка, в которой рН = рКа. Из рисунка видно, что в окрестности этой точки добавление щелочи к раствору незначительно изменяет величину рН, т.е. наблюдается буферный эффект. Таким образом, буферная емкость раствора максимальна при значении рН = рКа.

Рассмотрим теперь на конкретном примере, как “работает” буферная система. Пусть мы имеем в растворе сопряженную кислотно-основную пару: Н₂РО₄^-/НРО₄^2-. При добавлении к такому раствору ионов Н они будут связываться акцептором протонов (сопряженным основанием) - НРО₄^2-, что приведет к уменьшению величины отношения: Н₂РО₄^-/НРО₄^2-. И наоборот, при введении ионов НО^- это отношение будет увеличиваться, поскольку Н₂РО₄^- будет выступать донором протонов для связывания НО^- в молекулы воды. Если исходная буферная смесь содержит кислоту и сопряженное ей основание в эквимолярных количествах, то рН раствора = рК_а для данной пары (см. уравнение Гендерсона-Хассельбальха). И для того, чтобы рН изменилось на 1 необходимо, чтобы отношение Н₂РО₄^-/НРО₄^2- изменилось (уменьшилось, увеличилось) в 10 раз. Много это или мало?

Пусть мы имеем эквимолярную смесь Н₂РО₄^-/НРО₄^2- с концентрацией обоих компонентов по 0.1 М. Если ввести в нее 0.01 М ионов НО^-, то lg([HPO₄^2-]/[H₂PO₄^-]) (а соответственно и рН раствора) увеличиться примерно на 0.05 единицы. В то же время, рН 0.01 М раствора щелочи = 12, т.е. при растворении 0.01 М щелочи просто в воде рН полученного раствора возрастет на 5 единиц (рН = 12 - 7).

Эффективность буферной системы, т.е. способность сохранять величину рН раствора максимальна при эквимолярных соотношениях кислота-основание. Принято считать, что раствор может выполнять буферные функции в области: lg([A^-]/[HA]) = ± 1.

В клетках, и организме в целом, физиологические значения рН поддерживаются аминокислотами, нуклеотидами, белками, нуклеиновыми кислотами, липидами и рядом других биомолекул, которые способны существовать в сопряженных кислотно-основных формах.