Биоэлектрический потенциал. Живой организм можно рассматривать как сложнейший электролит. Все реакции в живом организме сопровождаются электрохимическими явлениями. Они протекают в клетках, тканях и органах. Как физико-химическая система клетка с ее мембранами и клеточным содержимым представляет собой многокомпонентную гетерогенную систему. В основе перемещения питательных продуктов и продуктов их распада через биомембраны лежат электрохимические закономерности.
Различают два вида биоэлектропотенциалов: потенциал покоя (50 – 100 мВ). Он возникает в результате разницы концентрации ионов К+ и Na+ вне и внутри клетки. Внутри клеток концентрация ионов K+ в 50 раз больше, чем в межклеточной жидкости. Для ионов Na+ характерно обратное соотношение. Проницаемость ионов Nа+ для наружной мембраны клетки в 100 раз меньше чем ионов К+. В результате создается мембранный потенциал: внутренняя часть мембраны заряжена отрицательно, а внешняя- положительно. Потенциал покоя поддерживается Nа+/К+ насосом, который откачивает из клетки избыток проникающих внутрь ионов Nа+ и накачивает ионы К+ Преодоление градиента концентрации осуществляется с помощью энергии АТФ и фермента АТФ-азы, входящего в соcтав мембраны.
При раздражении клетки возникает потенциал действия. Возбужденный участок клетки становится электроотрицательным по отношению к другим ее частям. Ионы Nа+ устремляется внутрь клетки, а ионы К+ -в межклеточную жидкость (в продолжении 0,001-0,002 сек.), что перезаряжает мембранный потенциал. Компенсация ионов К+ внутри клетки вытесняет Nа+ из нее в межклеточную жидкость.
Окислительно-восстановительные потенциалы. С биопотенциалами связаны и процессы получения живым организмом энергии в ходе окислительно - восстановительных реакций в митохондриях клетки. Участники этого процесса составляют так называемую редокс- систему.
В растворах могут содержаться смеси окислительных и восстановительных форм одного и того же вещества; Fе3+ и Fе2+, Сu2+ и Сu+, которые могут переходить друг в друга:
Fe3+  Fe2+
Растворы, содержащие одновременно окисленную и восстановленную форму вещества образуют окислительно-восстановительную систему - РЕДОКС - СИСТЕМУ. Эта редокс - система создает потенциал в результате окислительно-восстановительной реакции. Окислительно - восстановительные потенциалы имеют огромное значение в функционировании живого организма. К редокс - системам относятся гем/гематин, цитохромы биологического окисления, аскорбиновая кислота/дегидроаскорбиновая кислота, система глутатиона, янтарная кислота/фумаровая кислота.
Процесс биологического окисления в животных тканях осуществляется в митохондриях с помощью ферментативных посредников, участвующих в цепи биологического окисления. Каждому звену этой цепи соответствует редокс - система с определенным редокс - потенциалом:
Строгая последовательность ферментов - посредников в цепи биологического окисления обуславливает постепенное выделение энергии окисления. Процессы сопряжены с окислительным фосфорилированием. в котором энергия окисления превращается в энергию макроэргических связей АТФ. В цепи переносчиков имеется три участка цепи, на которых возможна эта трансформация.
Активная реакция растворов и способы ее определения.
Вода является обязательной составной частью клеток тканей животных и растительных клеток. В водной среде протекают разнообразные биологические реакции.
Вода - слабый электролит, диссоциирует очень незначительно. На 555 млн. молекул Н2О диссоциирует одна молекула воды:
Н2О ⇄ Н+ + ОН–
Константа диссоциации выражается уравнением:
К =  и при 25°С ее величина равна 1,8 ∙ 10-16
Методом электропроводности установлено, что концентрация ионов водорода Н+ в 1 литре воды при 22°С равна 10–7 моль.
Вследствие незначительной концентрации ионов Н+ и ОН– концентрация недиссоциированных молекул воды может быть принята за постоянную величину:
[Н2О] = 1000/18 =55,56 моль в 1 литре воды.
К = или 55, 56 ∙ К = [Н+] ∙ [ОН–]
Поставив значение К, получим
55,56 ∙ 1,8 ∙ 10-16 = 1 ∙ 10-14.
Ионное произведение воды [Н+] ∙ [ОН–] = 1 ∙ 10-14
Таким образом, произведение концентраций свободных ионов [Н+] ∙[ОН–] в воде при постоянной температуре величина постоянная и называется ионным произведением вода (Кaq). Ионное произведение при 25°С равно 1 ∙ 10–14 и, следовательно, концентрация водородных или гидроксильных ионов будет составлять:
[Н+] ∙ [ОН–] = 1 ∙ 10-14,
откуда
[Н+] = [ОН–] = 1 ∙ 10-14 г-ион/дм3 в нейтральной среде.
В кислых или щелочных растворах эти концентрации не будут равны друг другу, а будут сопряженно изменяться, при увеличении одной соответственно будет уменьшаться другая. При превышении концентраций ионов водорода над концентрацией гидроокислов ионов реакция среды будет кислой, при превышении концентрация ионов гидроксила реакция среды будет щелочной:
[Н+] = [ОН–] реакция среда нейтральная
[Н+] > [ОН–] реакция среды кислая
[Н+] < [ОН–] реакция среды щелочная.
Количественно реакцию среды чаще выражают через концентрацию водородных ионов в г-ион/дм3, используя в практике водородный показатель - рН, который равен отрицательному десятичному логарифму концентрации водородных ионов. Значения рН в кислой среде меньше 7, в щелочной больше 7, а в нейтральной среде равны 7.
Постоянство концентраций водородных ионов является существенной константой внутренней среды организма. Объясняется это тем, что активность различных ферментов связана с узким интервалом значений рН. Фермент желудочного сока пепсин активен при рН 1,5-2,5, фермент крови каталаза- при рН – 7, тканевые катепсины при реакции среды близкой к нейтральной катализируют синтез белка, в кислой - распад белка. Смещение значений рН от нормы в любую сторону вызывает снижение активности ферментов, изменение скорости обменных реакций, что в итоге приводит к нарушению обмена веществ в живом организме. Смещение реакций среды в кислую сторону, называется ацидоз, а в щелочную - алкалоз. Изменение рН крови несколько десятых долей рН приводит к серьезным нарушениям жизнедеятельности. Определение рН биологических жидкостей позволяет судить о характере протекающих в организме процессов.
Значения рН некоторых биологических жидкостей коровы:
Кровь 7.36-7.95
Слюна 8,1-8,5
Моча 8,5-8,7
Молоко 6.2-6,4.
Определение рН необходимо в лабораторной практике для создания желаемой среды для проведения методических определений важных показателей. В технической биохимии (хлебопечении, выделке кож, подготовке чая, табака) очень важно создание определенных значений рН среды, обес печивающих правильное течение ферментативных процессов.
Для определения концентрации ионов водорода применяются два основных метода: колориметрический и электрометрический.
КОЛОРИМЕТРИЧЕСКИЙ метод определения рН, основан на сравнении окраски исследуемого раствора со стандартным раствором (окрашенным тем же индикатором). Теоретической основой применения колориметрического метода является закон Бугера-Ламберта-Бера (1760): для двух растворов, одинаково поглощающих свет, произведение концентрации на толщину слоя раствора является величиной постоянной, т.е. при равном поглощении света толщина слоя обратно пропорциональны концентрации. Для сравнения интенсивности цвета стандартного раствора с исследуемым, могут использоваться фотометры, колориметры, компараторы, специальные штативы. Известен прибор Михаэлиса, в составе которого запаянные пробирки-эталоны с окрашенными индикатором растворами с известной величиной рН. Для определения рН исследуемого раствора сравнивают его цвет со шкалой пробирок-эталонов в компараторе и подбирают соответствующий по цвету эталон. Условием правильного определения рН является строгое соблюдение концентраций индикатора и одинаковые оптические свойства стекла и толщина сравниваемых слоев жидкости.
Широкое применение получили полоски индикаторной бумаги - уни версальные или предназначенные для определения более узких интервалов значений рН среды. Полоска индикаторной бумаги опускается в раствор, и затем ее цвет сравнивают со шкалой значений рНприлагающихся к данному типу индикатора.
Колориметрические методы удобны, неточность определения рН может зависеть от солевой ошибки, обусловленной высокой концентрацией солей в растворе, от белковой ошибки, связанной с наличием в растворе белка, от индикаторной ошибки, связанной с добавлением значительных количеств индикатора, от спиртовой ошибки, если исследуемый раствор содержит спирт, от температурной ошибки, зависит от колебаний температуры. В связи с этим в растворах биологических жидкостей, содержащих значительные количества солей и белков, определение следует производить белее точными электрометрическими методами.
ЭЛЕКТРОМЕТРИЧЕСКИЙ метод сводится к установлению потенциала электрода определения, погруженного в исследуемый раствор вместе с электродом сравнения. С помощью потенциометра измеряют ЭДС цепи, составленной из электрода с известным потенциалом - электрода сравнения (хлоридсеребряный, платиновый, каломельный и др.) и электрода определения, потенциал которого зависит от рН среды.
Электрометрическое определение особенно удобно в исследованиях биологических жидкостей, мутных, окрашенных растворов для точного определения рН буферных растворов при выполнении различных лабораторных методик. Шкала потенциометра градуирована в милливольтах и в единицах рН. что позволяет быстро и точно измерять рН растворов.
БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ И ИХ СВОЙСТВА.
БУФЕРНЫМИ РАСТВОРАМИ называют растворы, обладающие свойством стойко сохранять постоянство концентрации водородных ионов (рН) при добавлений в них некоторого количества сильных кислот или щелочей, а также при разбавлении.
Буферные системы по составу бывают нескольких типов: кислые, основные, солевые, белковые. Они содержат два компонента: слабую кислоту и ее соль, образованную сильным основанием, или слабое основание и его соль, образованную сильной кислотой (ацетатный буфер (СН3СОООН/СН3СОООNa), бикарбонатный буфер (Н2СО3/NaНСО3), аммонийный буфер (NН4ОН/NН4Сl), фосфатный (NаН2РО4/Nа2НРО4))
Механизм действия буферной системы может быть разобран на примере ацетатной системы, состоящей из СН3СООН и СН3СООNа:
СНзСООН⇄H+ + СН3СОО–
СН3СООNa⇄Nа+ + СН3СОО–
Уксусная кислота слабо диссоциирована, в присутствии иона СН3СОО–диссоциация ее подавляется. Уксусно-кислый натрий полностью диссоциирован. Если в систему ввести кислоту, например НСl, то Н+ соединяется с СН3СОО– с образованием плохо диссоциирующих молекул СН3СООН, если в систему ввести щелочь, например NаОН, то ионы ОН– соединяются с Н+ с образованием плохо диссоциирующими молекулами воды:
Н+ + СН3СОО–→СНзСООН
ОН– +Н+→ Н2О.
В живом организме в процессе обмена веществ образуются большие количества кислых продуктов, в организме человека в спокойном состоянии ежесуточно образуется 20-30 литров 1н сильной кислоты. Сохранение постоянства реакции среды организма обеспечивают мощные буферные системы крови: белковая, бикарбонатная, фосфатная.
БУФЕРНАЯ ЕМКОСТЬ - это способность буферного раствора противодействовать смещению рН среда. Количественно значение буферной емкости определяется числом г-эквивалентов (г-эквив) сильной кислоты или основания, которое необходимо добавить к 1 литру буферного раствора, чтобы изменить значение рН на единицу.
Наибольшей буферной емкостью обладают концентрированные буферные растворы, из буферных растворов с разной концентрацией наибольшей буферной емкостью будут обладать те, которые составлены из равного количества компонентов, т. е. кислота/соль= 1
При разведении буферных растворов буферная емкость уменьшается, так как концентрация компонентов уменьшается.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
1 . Электрохимия, предмет ее изучения и значение.
Электрохимическая диссоциация, электролиты и их значение.
Понятие электропроводности, значение.
Суть и применение метода электрофореза и кондуктометрии.
Заряд и его значение.
Теория гальванического элемента, понятие потенциала и электродвижущей силы.
Типы потенциалов и их значение.
Активная реакция среды и ее значение.
Понятие рН и способы его определения.
Понятие о буферных растворах, их типах и свойствах.
Механизм действия буферного раствора.
Понятие буферной емкости, ее значение и методы определения.
Влияние разведения на буферную емкость и рН среды.
Примеры основных типов буферных растворов и систем.
Значение кислотно-щелочного равновесия для функционирования живых организмов.
РАСТВОРЫ
ТЕРМОДИНАМИЧЕСКАЯ ТЕОРИЯ РАСТВОРОВ
Истинным раствором называется однофазная гомогенная система, образованная не менее чем двумя компонентами. Состав раствора можно изменять непрерывно в определенных пределах. Истинный раствор отличается от коллоидных растворов и механических смесей (суспензии, эмульсии, аэрозоли) тем, что последние представляют собой многокомпонентные гетерогенные системы. Растворы могут быть в трех агрегатных состояниях: газообразном (смесь газов), твердом (твердые растворы) и жидком.
В жидких растворах различают растворитель и растворенное вещество. Растворителем называют жидкий компонент раствора, который имеется в избытке по сравнению с другими компонентами. Остальные компоненты, которые находятся в растворе в меньшем количестве, называются растворенными веществами. Растворяемые вещества могут быть в твердом, жидком и газообразном состояниях.
Жидкости и жидкие растворы обладают элементами кристаллической структуры; они имеют промежуточную структуру между газом и твердым веществом. Молекулы в жидкости, как и в газе, находятся в хаотическом тепловом движении. Каждая молекула окружена другими молекулами, находящимися в среднем во времени, на некоторых преимущественных расстояниях от нее. Для более удаленных молекул эти преимущественные расстояния постепенно исчезают. Поэтому в жидкостях сохраняется так называемый ближний порядок в расположении молекул, который имеет статистический характер.
Между молекулами (атомами, ионами) в жидкости и растворе действуют физические (ван-дер-ваальсовы) и химические силы. Под действием химических сил в растворах образуются соединения разной прочности. Так, например, Д.И. Менделеев по измерению удельного веса растворов спирта в воде доказал существование в растворе нескольких соединений спирта с водой.
В XIX в. развивались две крайние теории растворов: химическая, в которой все свойства растворов пытались объяснить образованием в них различных химических соединений (Д.И. Менделеев и др.), и физическая, в которой растворенное вещество рассматривалось как газ, который заполняет инертный растворитель (Вант-Гофф, Аррениус и др.). В современной теории растворов признается важность как физических, так и химических сил между молекулами (атомами, ионами) в растворе.
В процессе растворения ионного кристаллического вещества в воде происходит сближение ионов с дипольными молекулами воды, потенциальная энергия при этом уменьшается и выделяется теплота. Растворение сопровождается сжатием, которое рассматривается как уплотнение растворителя вокруг ионов и образование около каждого иона слоя тесно связанных с ионом молекул растворителя. Взаимодействие между молекулами растворителя и растворяющегося вещества называется сольватацией. Если растворителем служит вода, то сольватацию называют гидратацией. Совокупность молекул растворителя, окружающих ион, представляет собою сольватную оболочку. Первичной сольватной оболочкой называют воздействие иона на ближайшие молекулы растворителя, которые при этом теряют независимое движение и перемещаются вместе с ионом. Воздействие иона на более удаленные молекулы растворителя, влияющее на структуру растворителя в целом и на макроскопические свойства раствора, называется вторичной сольватной оболочкой.
Основным вопросом термодинамической теории растворов является установление зависимости равновесных свойств растворов от состава и свойств его компонентов. Эта теория в своей общей форме не зависит от молекулярной структуры растворов и от природы молекулярных взаимодействий между компонентами растворов. |
