Избирательная токсичность. Физико-химические основы терапии Том 2 - Альберт А.
ISBN 412-26010-7
Скачать (прямая ссылка):
В 1944 г. американские бактериологи опубликовали работу, в которой было показано, что бактерицидное действие 9-амино-акридина (10.8) (по отношению к Pneumococcus типа III, выращенных на бульоне с глюкозой) в 64 раза сильнее, чем действие его гидрохлорида. Авторы не указывают, обладала ли использованная ими среда буферными свойствами. Если был использован буфер, то в обоих случаях должен получиться один и тот же результат и, следовательно, их методика была неверна. Если же среда не была буферной, то количественные данные не имеют смысла вследствие большой разницы в pH растворов сильного основания (рКа 10,0) и его солей. Значительное повышение антибактериальной активности акридинов при увеличении pH известно уже давно [Graham-Smith, 1919; Browning, Gulbransen, Kennaway, 1919].
Подробнее о кислотах, основаниях и ионизации см. Albert, Sergeant (1984) и Bell (1973).
10.1 Константа ионизации (Ka)
Существенной частью теории ионизации Аррениуса явилось применение закона действия масс для описания состояния ионного равновесия. Так, уксусная кислота (СНзСООН) — это слабая кислота, ионизирующаяся в воде с образованием некоторого количества ионов водорода (H+) и ацетат-ионов
76 (СНзСОО-). Отношение произведения концентраций этих ионов ([H+] [CH3COO-]) к концентрации неионизированных молекул [СНзСООН] всегда является постоянной величиной. Это соотношение и определяет константу КИСЛОТНОСТИ (Ka) или просто константу ионизации данной кислоты.
_ [н+] [ch3coo-]
[ch3cooh) ' w
Величина Ka уксусной кислоты была определена экспериментально, она равна 1,75Х10-5 (при 250C).
Иногда выражение «константа диссоциации» используют вместо константы ионизации. Последнее название точнее, так как многие комплексы, например системы ферментов, «диссоциируют» на составляющие, а мицеллы — на мономеры. Устанавливающееся при этом равновесие можно выразить через константы диссоциации, также выведенные из закона действия масс, но эти константы не являются константами ионизации.
Состояние ионизации слабых оснований также может быть охарактеризовано константами кислотности. Например, аммиак— слабое основание, которое может присоединять ионы водорода с образованием ионов аммония. В таком случае ион NH44" можно рассматривать как слабую кислоту, ионизированную в воде на ионы водорода (H+) и молекулы аммиака (NH3). Тогда константа ионизации может быть соотношением:
к [h+hnh3] ка" [nh4+] '
а экспериментальное ее значение равно 5.5ХІ0-10 (при 250C).
В 1929 г. Бренстед предложил использовать константы кислотности для описания ионизации оснований, так как это позволяет применить одну и ту же шкалу для ионизации и кислот, и оснований, так же как единая шкала pH используется для измерения кислотности и щелочности.
До этого для оснований применяли отдельную шкалу и константу основности выражали соотношением:
[ОН-] [NH4+]
Ко~ [NH4OH] ' О»)
Экспериментальное значение такой константы 1,8хЮ~5 (при 25 0C). Уравнение III нереально, так как соединения, содержащие азот с пятью ковалентными связями, например NH4OH, существовать не могут. Уравнения I и II показывают, что кислота отщепляет ионы водорода, а основание их присоединяет. Таким образом, и кислоту, и основание можно характеризовать количественно одной величиной — сродством к иону водорода. Это позволяет применять константы кислотной ионизации как для кислот, так и для оснований.
А. Определение р Ka- Величины констант ионизации слишком малы, поэтому значительно удобнее пользоваться их отрица-
77 тельными логарифмами (обозначенными как рКа). Так, рКа уксусной кислоты 4,76, а аммиака 9,26. В более ранней литературе для оснований часто встречаются только значения рКь (например, 4,74 для аммиака). Зная эту величину, можно перейти к значениям рКа; для этого из отрицательного логарифма ионного произведения воды (pKw) при данной температуре надо вычесть значение рКь (величина pKw равна 14,16 при 20 °С, 14,00 при 25 0C и 13,58 при 37 0C).
Очевидно, что значения рКа дают возможность легко сравнивать силу разных кислот (или оснований). Чем сильнее кислота, тем ниже значение ее рКа (чем сильнее основание, тем выше его рKa). Значение pH, при котором кислота или основание ионизированы наполовину, эквивалентно их рКа. Если pH на одну единицу ниже, чем рКа, то кислота ионизирована на 9%, а основание — на 91% (разд. 17.0).
Любая частично нейтрализованная кислота или основание представляет собой эффективный буфер в пределах от pH = = PKa—1 до рКа+1- Поэтому биологи ИМЄЮТ ВОЗМОЖНОСТЬ ПОД-бирать буфер для каждого конкретного эксперимента. Если для исследуемой системы необходимы катионы металлов, то анионные буферы (например, цитратный и фосфатный) обычно не используются, так как они способны образовывать комплексы с катионами. В качестве примера можно привести фосфатный буфер, ингибирующий действие изоцитратдегидрогеназы (в сердце свиньи) за счет удаления марганца [Lotspeich, Peters, 1951]. Вместо анионных буферов часто применяют катионные, такие как N-этилморфолин (pH от 7,0 до 8,2), «Трис» (трисгид-роксиметиламинометан) (pH от 7,5 до 8,7) и цвиттерионы («Ге-пес» и «Тэс», pH от 6,8 до 8,1) [Good et al., 1966]. Исследованию буферов посвящена книга Perrin; Dempsey (1974).
