Кислотно-основные буферные системы и растворы
Кислотно-основные буферные системы и растворы
Буферными называют растворы, рН которых практически на изменяется от добавления к ним небольших количеств сильной кислоты или щелочи, а также при разведении. Простейший буферный раствор – это смесь слабой кислоты и соли, имеющей с этой кислотой общий анион (например, смесь уксусной кислоты СН>3>СООН и ацетата натрия СН>3>СООNa), либо смесь слабого основания и соли, имеющей с этим основанием общий катион (например, смесь гидроксида аммония NH>4>OH с хлоридом аммония NH>4>Cl).
С точки зрения протонной теории1 буферное действие растворов обусловлено наличием кислотно-основного равновесия общего типа:
В>основание> + Н ВН++>сопряженная кислота>
НА>кислота > Н+ + А->сопряженное основание>
Сопряженные кислотно-основные пары В /ВН+ и А- /НА называют буферными системами.
Буферные растворы играют большую роль в жизнедеятельности. К числу исключительных свойств живых организмов относится их способность поддерживать постоянство рН биологических жидкостей, тканей и органов – кислотно-основной гомеостаз. Это постоянство обусловлено наличием нескольких буферных систем, входящих в состав этих тканей.
Классификация кислотно-основных буферных систем. Буферные системы могут быть четырех типов:
Слабая кислота и ее анион А- /НА:
ацетатная буферная система СН>3>СОО-/СН>3>СООН в растворе СН>3>СООNa и СН>3>СООН, область действия рН 3, 8 – 5, 8.
Водород-карбонатная система НСО>3>-/Н>2>СО>3> в растворе NaНСО>3> и Н>2>СО>3>, область её действия – рН 5, 4 – 7, 4.
Слабое основание и его катион В/ВН+:
аммиачная буферная система NH>3>/NH>4>+ в растворе NH>3 >и NH>4>Cl,
область ее действия – рН 8, 2 – 10, 2.
Анионы кислой и средней соли или двух кислых солей:
карбонатная буферная система СО>3>2- /НСО>3>- в растворе Na>2>CO>3 >и NaHCO>3>,> >область ее действия рН 9, 3 – 11, 3.
фосфатная буферная система НРО>4>2-/Н>2>РО>4>- в растворе Nа>2>НРО>4> и NаН>2>РО>4>, область ее действия рН 6, 2 – 8, 2.
Эти солевые буферные системы можно отнести к 1-му типу, т. к. одна из солей этих буферных систем выполняет функцию слабой кислоты. Так, в фосфатной буферной системе анион Н>2>РО>4>- является слабой кислотой.
4. Ионы и молекулы амфолитов. К ним относят аминокислотные и белковые буферные системы. Если аминокислоты или белки находятся в изоэлектрическом состоянии (суммарный заряд молекулы равен нулю), то растворы этих соединений не являются буферными. Они начинают проявлять буферное действие, когда к ним добавляют некоторое количество кислоты или щелочи. Тогда часть белка (аминокислоты) переходит из ИЭС в форму “белок-кислота” или соответственно в форму “белок-основание”. При этом образуется смесь двух форм белка: (R – макромолекулярный остаток белка)
а) слабая “белок-кислота” + соль этой слабой кислоты:
СОО- СООН
R – СН + Н+ R – СН
N+Н>3 >N+Н>3 >
основание А- сопряженная кислота НА
(соль белка-килоты) (белок-кислота)
б) слабое “белок-основание” + соль этого слабого основания:
СОО- СОО-
R – СН + ОН- R – СН + Н>2>О
N+Н>3 >NН>2 >
кислота ВН+ сопряженное основание В
(соль белка-основания) (белок-основание)
Таким образом, и этот тип буферных систем может быть отнесен соответственно к буферным системам 1-го и 2-го типов.
Механизм буферного действия можно понять на примере ацетатной буферной системы СН>3>СОО-/СН>3>СООН, в основе действия которой лежит кислотно-основное равновесие:
СН>3>СООН СН>3>СОО- + Н+; (рК>а> = 4, 8)
Главный источник ацетат-ионов – сильный электролит СН>3>СООNa:
СН>3>СООNa СН>3>СОО- + Na+
При добавлении сильной кислоты сопряженное основание СН>3>СОО- связывает добавочные ионы Н+, превращаясь в слабую уксусную кислоту:
СН>3>СОО- + Н+ СН>3>СООН
(кислотно-основное равновесие смещается влево, по Ле Шателье)
Уменьшение концентрации анионов СН>3>СОО- точно уравновешивается повышение концентрации молекул СН>3>СООН. В результате происходит небольшое изменение в соотношении концентраций слабой кислоты и ее соли, а следовательно, и незначительно изменяется рН.
При добавлении щелочи протоны уксусной кислоты (резервная кислотность) высвобождаются и нейтрализуются добавочные ионы ОН-, связывая их в молекулы воды:
СН>3>СООН + ОН- СН>3>СОО- + Н>2>О
(кислотно-основное равновесие смещается вправо, по Ле Шателье)
В этом случае также происходит небольшое изменение в соотношении концентраций слабой кислоты и ее соли, а следовательно, и незначительное изменение рН. Уменьшение концентрации слабой кислоты СН>3>СООН точно уравновешивается повышение концентрации анионов СН>3>СОО-.
Аналогичен механизм действия и других буферных систем. Например, для белкового буферного раствора, образованного кислой и солевой формами белка, при добавлении сильной кислоты ионы Н+ связываются солевой формой белка:
СОО- СООН
R – СН + Н+ R – СН
N+Н>3 >N+Н>3>
Количество слабой кислоты при это незначительно увеличивается, а солевой формы белка – эквивалентно уменьшается. Поэтому рН остается практически постоянным.
При добавлении щелочи к этому буферному раствору ионы Н+, связанные в "белке – кислоте", высвобождаются и нейтрализуют добавленные ионы ОН-:
СООН СОО-
R – СН + ОН- R – СН + Н>2>О
N+Н>3 >NН>2 >
Количество солевой формы белка при этом незначительно увеличивается, а "белка – кислоты" – эквивалентно уменьшается. И поэтому рН практически не изменится.
Таким образом, рассмотренные системы показывают, что буферное действие раствора обусловлено смещением кислотно-основного равновесия за счет связывания добавляемых в раствор ионов Н+ и ОН- в результате реакции этих ионов и компонентов буферной системы с образованием малодиссоциированных продуктов.
В основе расчета рН буферных систем лежит закон действующих масс для кислотно-основного равновесия.
Для буферной системы 1-го типа, например, ацетатной, концентрацию ионов Н+ в растворе легко вычислит, исходя из константы кислотно-основного равновесия уксусной кислоты:
СН>3>СООН СН>3>СОО- + Н+; (рК>а> = 4, 8)
|
К>а>= |
Н+ СН>3>СОО- |
(1) |
|
СН>3>СООН |
Из уравнения (1) следует, что концентрация водород-ионов равна
|
Н+ = К>а> |
СН>3>СООН |
(2) |
|
СН>3>СОО- |
В присутствии второго компонента буферного раствора – сильного электролита СН>3>СООNa кислотно-основное равновесие уксусной кислоты СН>3>СООН сдвинуто влево (принцип Ле Шателье). Поэтому концентрация недиссоциированных молекул СН>3>СООН практически равна концентрации кислоты, а концентрация ионов СН>3>СОО- - концентрации соли. В таком случае уравнение (2) принимает следующий вид:
|
Н+ = К>а> |
с >(кислота)> |
(3) |
|
с >(соль)> |
где с >(кислота)> и с >(соль) >- равновесные концентрации кислоты и соли. Отсюда получают уравнение Гендерсона–Гассельбаха для буферных систем 1-го типа:
|
рН = рК>а> + lg |
с >(соль)> |
(4) |
|
с >(кислота)> |
В общем случае уравнение Гендерсона–Гассельбаха для буферных систем 1-го типа:
|
рН = рК>а> + lg |
сопряженное основание |
(5) |
|
кислота |
Для буферной системы 2-го типа, например, аммиачной, концентрацию ионов Н+ в растворе можно рассчитать, исходя из константы кислотно-основного равновесия сопряженной кислоты NH>4>+:
NH>4>+ NH>3> + Н+; рК>а> = 9, 2;
|
К>а>= |
NH>3> Н+ |
(6) |
|
NH>4>+ |
Отсюда получают уравнение Гендерсона–Гассельбаха для буферных систем 2-го типа:
|
рН = рК>а> + lg |
с >(основание)> |
(7) |
|
с >(соль)> |
Уравнение (7) для буферных систем 2-го типа можно представит и в следующем виде:
|
рН = 14 - рК>в> - lg |
с >(соль)> |
(8) |
|
с >(основание)> |
Значения рН буферных растворов других типов также можно рассчитать по уравнениям буферного действия (4), (7), (8).
Например, для фосфатной буферной системы НРО>4>2-/Н>2>РО>4>-, относящейся к 3-му типу, рН можно рассчитать по уравнению (4):
|
рН = рК>а> (Н>2>РО>4>-) + lg |
с (НРО>4>2-) |
|
с (Н>2>РО>4>-) |
где рК>а> (Н>2>РО>4>-) – отрицательный десятичный логарифм константы диссоциации фосфорной кислоты по второй ступени рК>а> (Н>2>РО>4>- - слабая кислота);
с (НРО>4>2-) и с (Н>2>РО>4>-) - соответственно концентрации соли и кислоты.
Уравнение Гендерсона–Гассельбаха позволяет сформулировать ряд важных выводов:
1. рН буферных растворов зависит от отрицательного действия логарифма константы диссоциации слабой кислоты рК>а >или основания рК>в> и от отношения концентраций компонентов КО-пары, но практически не зависит от разбавления раствора водой.
Следует отметить, что постоянство рН хорошо выполняется при малых концентрациях буферных растворов. При концентрациях компонентов выше 0, 1 моль/ л необходимо учитывать коэффициенты активности ионов системы.
2. Значение рК>а> любой кислоты и рК>в> любого основания можно вычислить по измеренному рН раствора, если известны молярные концентрации компонентов.
Кроме того, уравнение Гендерсона–Гассельбаха позволяет рассчитать рН буферного раствора, если известны значения рК>а> и молярные концентрации компонентов.
3. Уравнение Гендерсона–Гассельбаха можно использовать и для того, чтобы узнать, в каком соотношении нужно взят компоненты буферной смеси, чтобы приготовить раствор с заданным значением рН.
Способность буферного раствора сохранять рН по мере прибавления сильной кислоты или приблизительно на постоянном уровне далеко небеспредельна и ограничена величиной так называемой буферной емкости В. За единицу буферной емкости обычно принимают емкость такого буферного раствора, для изменения рН которого на единицу требуется введение сильной кислоты или щелочи в количестве 1 моль эквивалента на 1л раствора. Т. е. это величина, характеризующая способность буферного раствора противодействовать смещению реакции среды при добавлении сильных кислот или сильных оснований.
|
В = |
N |
|
рН>2> – рН>1> |
Буферная емкость, как следует из ее определения, зависит от ряда факторов:
Чем больше количества компонентов кислотно-основной пары основание/ сопряженная кислота в растворе, тем выше буферная емкость этого раствора (следствие закона эквивалентов).
Буферная емкость зависит от соотношения концентраций компонентов буферного раствора, а следовательно, и от рН буферного раствора.
При рН = рК>а> отношение с (соль)/ с (кислота) = 1, т. е. в растворе имеется одинаковое количество соли и кислоты. При таком соотношении концентраций рН раствора изменяется в меньшей степени, чем при других, и, следовательно, буферная емкость максимальна при равных концентрациях компонентов буферной системы и уменьшается с отклонением от этого соотношения. Буферная емкость раствора возрастает по мере увеличения концентрации его компонентов и приближения соотношения HAn/ KtAn или KtOH/ KtAn к единице.
Рабочий участок буферной системы, т. е. способность противодействовать изменению рН при добавлении кислот и щелочей, имеет протяженность приблизительно одну единицу рН с каждой стороны от точки рН = рК>а>. Вне этого интервала буферная емкость быстро падает до 0. Интервал рН = рК>а> 1 называется зоной буферного действия.
Общая буферная емкость артериальной крови достигает 25, 3 ммоль/ л; у венозной крови она несколько ниже и обычно не превышает 24, 3 ммоль/ л.
Кислотно-щелочное равновесие и главные буферные системы в организме человека
Организм человека располагает тонкими механизмами координации происходящих в не физиологических и биохимических процессов и поддержания постоянства внутренней среды (оптимальных значений рН и уровней содержания различных веществ в жидкостях организма, температуры, кровяного давления и т. д.). Эта координация названа, по предложению В. Кеннона (1929), гомеостазисом (от греч. "гомео" – подобный; "стазис" – постоянство, состояние). Она осуществляется путем гуморальной регуляции (от лат. "гумор" – жидкость), т. е. через кров, тканевую жидкость, лимфу и т. д. с помощью биологически активных веществ (ферментов, гормонов и др.) при участии нервных регулирующих механизмов. Гуморальные и нервные компоненты тесно взаимосвязаны между собой, образуя единый комплекс нейро-гуморальной регуляции. Примером гомеостазиса является стремление организма к сохранению постоянства температуры, энтропии, энергии Гиббса, содержания в крови и межтканевых жидкостях различных катионов, анионов, растворенных газов и др., величины осмотического давления и стремление поддерживать для каждой из его жидкостей определенную оптимальную концентрацию ионов водорода. Сохранение постоянства кислотности жидких сред имеет для жизнедеятельности человеческого организма первостепенное значение, потому что, во-первых, ионы Н+ оказывают каталитическое действие на многие биохимические превращения; во-вторых, ферменты и гормоны проявляют биологическую активность только в строго определенном интервале значений рН; в-третьих, даже небольшие изменения концентрации ионов водорода в крови и межтканевых жидкостях ощутимо влияют на величину осмотического давления в этих жидкостях.
Нередко отклонения рН крови от нормального для нее значения 7,36 всего лишь на несколько сотых приводят к неприятным последствиям. При отклонениях порядка 0,3 единицы в ту или другую сторону может наступит тяжелое коматозное состояние, а отклонения порядка 0,4 единицы могут повлечь даже смертельный исход. Впрочем, в некоторых случаях, при ослабленном иммунитете, для этого оказывается достаточными и отклонения порядка 0,1 единицы рН.
Особенно большое значение буферных систем имеют в поддержании кислотно-основного равновесия организма. Внутриклеточные и внеклеточные жидкости всех живых организмов, как правило, характеризуются постоянным значением рН, которое поддерживается с помощью различных буферных систем. Значение рН большей части внутриклеточных жидкостей находится в интервале от 6,8 до 7,8.
Кислотно-основное равновесие в крови человека обеспечивается водородкарбонатной, фосфатной и белковой буферными системами.
Нормальное значение рН плазмы крови составляет 7,40 0,05. Этому соответствует интервал значений активной кислотности а (Н+) от 3,7 до 4,0 10-8 моль/л. Так как в крови присутствуют различные электролиты - НСО>3>-, Н>2>СО>3>, НРО>4>2-, Н>2>РО>4>-, белки, аминокислоты, это означает, что они диссоциируют в такой степени, чтобы активность а (Н+) находилась в указанном интервале.
Водородкарбонатная (гидро-, бикарбонатная) буферная система НСО>3>-/Н>2>СО>3 >плазмы крови характеризуется равновесием молекул слабой угольной кислоты Н>2>СО>3 >с образующимися при ее диссоциации гидрокарбонат-ионами НСО>3>-(сопряженное основание):
НСО>3>- + Н+ Н>2>СО>3>
НСО>3>- + Н>2>О Н>2>СО>3 >+ ОН-
В организме угольная кислота возникает в результате гидратации диоксида углерода – продукта окисления углеводов, белков и жиров. Причем процесс этот ускоряется под действием фермента карбоангидразы:
СО>2>(р) + Н>2>О Н>2>СО>3>
Равновесная молярная концентрация в растворе свободного диоксида углерода при 298, 15 К в 400 раз выше, чем концентрация угольной кислоты Н>2>СО>3>/ СО>2> = 0, 00258.
Между СО>2> в альвеолах и водородкарбонатным буфером в плазме крови, протекающей через капилляры легких, устанавливается цепочка равновесий:
2
1 + Н>2>О 3
Атмосфера СО>2>(г) СО>2>(р) Н>2>СО>3 > Н+ + НСО>3>-
воздушное пространство легких - Н>2>О плазма крови
В соответствии с уравнение Гендерсона–Гассельбаха (4) рН водордкарбонатного буфера определяется отношением концентрации кислоты Н>2>СО>3 >и соли NaНСО>3>.
Согласно цепочке равновесий содержание Н>2>СО>3> определяется концентрацией растворенного СО>2>, которая по пропорциональна парциальному давлению СО>2> в газовой фазе (по закону Генри): СО>2р> = К>г>р(СО>2>). В конечно счете оказывается, что с (Н>2>СО>3>) пропорциональна р(СО>2>).
Водородкарбонатная буферная система действует как эффективный физиологический буферный раствор вблизи рН 7,4.
При поступлении в кровь кислот – доноров Н+ равновесие 3 в цепочке по принципу Ле Шателе смещается влево в результате того, что ионы НСО>3>- связывают ионы Н+ в молекулы Н>2>СО>3>. При этом концентрация Н>2>СО>3> повышается, а концентрация ионов НСО>3>- соответственно понижается. Повышение концентрации Н>2>СО>3>, в свою очередь, приводит к смещению равновесия 2 влево. Это вызывает распад Н>2>СО>3> и увеличении концентрации СО>2>, растворенного в плазме. В результате смещается равновесие 1 влево и повышается давление СО>2> в легких. Избыток СО>2 >выводится из организма.
При поступлении в кровь оснований – акцепторов Н+ сдвиг равновесий в цепочке происходит в обратной последовательности.
В результате описанных процессов водородкарбонатная система крови быстро приходит в равновесие с СО>2> в альвеолах и эффективно обеспечивает поддержание постоянства рН плазы крови.
Вследствие того, что концентрация NaНСО>3> в крови значительно превышает концентрацию Н>2>СО>3>, буферная емкость этой системы будет значительно выше по кислоте. Иначе говоря, водокарбонатная буферная система особенно эффективно компенсирует действие веществ, увеличивающих кислотност крови. К числу таких веществ, прежде всего, относят молочную кислоту HLac, избыток которой образуется в результате интенсивной физической нагрузки. Этот избыток нейтрализуется в следующей цепочке реакций:
NaНСО>3> + HLac NaLac + Н>2>СО>3> Н>2>О + СО>2>(р) СО>2>(г)
Таким образом, эффективно поддерживается нормальное значение рН крови при слабо выраженном сдвиге рН, обусловленным ацидозом.
В замкнутых помещениях часто испытывают удушье – нехватку кислорода, учащение дыхания. Однако удушье связано не столько с недостатком кислорода, сколько с избытком СО>2>. Избыток СО>2> в атмосфере приводит к дополнительному растворению СО>2> в крови (согласно закону Генри), а это приводит к понижению рН крови, т. е. к ацидозу (уменьшение резервной щелочности).
Водородкарбонатная буферная система наиболее "быстро" отзывается на изменение рН крови. Ее буферная емкость по кислоте составляет В>к> = 40 ммоль/л плазмы крови, а буферная емкость по щелочи значительно меньше и равна примерно В>щ> = 1 – 2 ммоль/л плазмы крови.
2. Фосфатная буферная система НРО>4>2-/Н>2>РО>4>- состоит из слабой кислоты Н>2>РО>4>- и сопряженного основания НРО>4>2-. В основе ее действия лежит кислотно-основное равновесие, равновесие между гидрофофсфат- и дигидрофосфат-ионами:
НРО>4>2- + Н+ Н>2>РО>4>-
НРО>4>2- + Н>2>О Н>2>РО>4>- + ОН-
Фосфатная буферная система способа сопротивляться изменению рН в интервале 6, 2 – 8, 2, т. е. обеспечивает значительную долю буферной емкости крови.
Из уравнения Гендерсона–Гассельбаха (4) для этой уферной системы следует, что в норме при рН 7, 4 отношение концентраций соли (НРО>4>2-) и кислоты (Н>2>РО>4>-) примерно составляет 1. 6. Это следует из равенства:
|
рН = 7, 4 = 7, 2 + lg |
с (НРО>4>2-) |
, где 7, 2 = рК>а> (Н>2>РО>4>-) |
|
с (Н>2>РО>4>-) |
Отсюда
|
lg = |
с (НРО>4>2-) |
= 7, 4 – 7, 2 = 0, 2 и |
с (НРО>4>2-) |
= 1, 6 |
|
с (Н>2>РО>4>-) |
с (Н>2>РО>4>-) |
Фосфорная буферная система имеет более высокую емкость по кислоте, чем по щелочи. Поэтому она эффективно нейтрализует кислые метаболиты, поступающие в кровь, например молочную кислоту HLac:
НРО>4>2- + HLac Н>2>РО>4>- + Lac-
Однако различия буферной емкости данной системы по кислоте и щелочи не столь велики, как у водородкарбонатной: В>к> = 1 –2 ммоль/ л; В>щ> = 0, 5 ммоль/ л. Поэтому фосфатная система в нейтрализации как кислых, так и основных продуктов метаболизма. В связи с малым содержанием фосфатов в плазе крови она менее мощная, чем вородкарбонатная буферная система.
3. Буферная система оксигемоглобин-гемоглобин, на долю которой приходится около 75% буферной емкости крови, характеризующаяся равновесием между ионами гемоглобина Hb- и самим гемоглобином HНb, являющимся очень слабой кислотой (К>H>>Н>>b>> >= 6, 3 10-9; рК>H>>Н>>b> = 8, 2).
Hb- + Н+ HНb
Hb- + Н>2>О HНb + ОН-
а также между ионами оксигемоглобина HbО>2>- и самим оксигемоглобином HНbО>2>, который является несколько более сильной, чем гемоглобин, кислотой (К>H>>Н>>b>>О2> = 1. 12 10-7; рК>H>>Н>>b>>О2> = 6, 95):
HbО>2>- + Н+ HНbО>2>
HbО>2>- + Н>2>О HНbО>2> + ОН-
Гемоглобин HНb, присоединяя кислород, образует оксигемоглобин HНbО>2>
HНb + О>2> HНbО>2>
и, таким образом, первые два равновесия взаимосвязаны со следующими двумя.
4. Белковая буферная система состоит из "белка-основания" и "белка-соли".
СОО- СОО-
R – СН + Н+ R – СН
NН>2 >N+Н>3 >
белок-основание белок-соль
Соответствующее кислотно-основное равновесие в средах, близких к нейтральным, смещено влево и "белок-основание" преобладает.
Основную часть белков плазмы крови (90%) составляют альбумины и глобулины. Изоэлектрические точки этих белков (число катионных и анионных групп одинаково, заряд молекулы белка равен нулю) лежат в слабокислой среде при рН 4,9 – 6,3, поэтому в физиологических условиях при рН 7,4 белки находятся преимущественно в формах "белок-основание" и "белок-соль".
Буферная емкость, определяемая белками плазмы, зависит от концентрации белков, их вторичной и третичной структуры и числа свободных протон-акцепторных групп. Эта система может нейтрализовать как кислые, так и основные продукты. Однако вследствие преобладания формы "белок-основание" ее буферная емкость значительно выше по кислоте и составляет для альбуминов В>к> = 10 ммоль/л, а для глобулинов В>к> = 3 ммоль/л.
Буферная емкость свободных аминокислот плазмы крови незначительна как по кислоте, так и по щелочи. Это связано с тем, что почти все аминокислоты имеют значения рК>а>, очень далекие от рК>а> = 7. Поэтому при физиологическом значении рН их мощность мала. Практически только одна аминокислота – гистидин (рК>а> = 6,0) обладает значительным буферным действием при значениях рН, близких к рН плазмы крови.
Таким образом, мощность буферных систем плазмы крови уменьшается в направлении
НСО>3>-/ Н>2>СО>3> белки НРО>4>2-/ Н>2>РО>4>- аминокислоты
Эритроциты. Во внутренней среде эритроцитов в норме поддерживается постоянное рН, равное 7,25. Здесь также действуют водородкарбонатная и фосфатная буферные системы. Однако их мощность отличается от таковой в плазме крови. Кроме того, в эритроцитах белковая система гемоглобин-оксигемоглобин играет важную роль как в процессе дыхания (транспортная функция по переносу кислорода к тканям и органам и удалению из них метаболической СО>2>), так и в поддержании постоянства рН внутри эритроцитов, а в результате и в крови в целом. Необходимо отметит, что эта буферная система в эритроцитах тесно связана с водородкарбонатной системой. Т. к. рН внутри эритроцитов 7,25, то соотношение концентраций соли (НСО>3>-) и кислоты (Н>2>СО>3>) здесь несколько меньше, чем в плазме крови. И хотя буферная емкость этой системы по кислоте внутри эритроцитов несколько меньше, чем в плазме, она эффективно поддерживает постоянство рН.
Фосфатная буферная емкость играет в клетках крови гораздо более важную роль, чем в плазме крови. Прежде всего, это связано с большим содержанием в эритроцитах неорганических фосфатов. Кроме того, большое значение в поддерживании постоянства рН имеют эфиры фосфорных кислот, главным образом фосфолипиды, составляющие основу мембран эритроцитов.
Фосфолипиды являются относительно слабыми кислотами. Значения рК>а> диссоциации фосфатных групп находятся в пределах от 6,8 до 7,2. Поэтому при физиологическом рН 7,25 фосфолипиды мембран эритроцитов находятся как в виде неионизированных, так ионизированных форм. Иначе говоря, в виде слабой кислоты и ее соли. При этом соотношение концентраций соли и слабой кислоты составляет примерно (1,5 – 4) : 1. Следовательно, сама мембрана эритроцитов обладает буферным действием, поддерживая постоянство рН внутренней среды эритроцитов.
Таким образом, в поддержании постоянства кислотно-щелочного равновесия в крови участвует ряд буферных систем, обеспечивающих кислотно-основной гомеостаз в организме.
В современной клинической практике кислотно-щелочное равновесие (КЩР) организма обычно определяют путем исследования крови по микрометоду Аструпа и выражают в единицах ВЕ (от лат. "би-эксцесс" – избыток оснований). При нормальном кислотно-щелочном состоянии организма ВЕ = 0 (в аппарате Аструпа этому значению ВЕ отвечает рН 7,4).
При значениях ВЕ от 0 до 3 КЩС организма считается нормальным, при ВЕ = (6 – 9) – тревожным, при ВЕ = (10 – 14) – угрожающим, а при абсолютном значении ВЕ, превышающим 14, - критическим.
Для коррекции КЩР при ВЕ0 (ацидоз) чаще используют 4%-ный раствор гидрокарбонаната натрия, который вводят внутривенно. Необходимый объем этого раствора в мл рассчитывают по эмпирической формуле v = 0,5mВЕ, где m – масса тела, кг.
Если состояние ацидоза возникло в результате кратковременной остановки сердца, то объем 4%-ного раствора NаНСО>3> (v мл), необходимый для компенсации сдвига КЩР в кислую область, рассчитывают по формуле v = m z, где z – продолжительность остановки сердца, мин.
Коррекция КЩР при алкалозе более сложна и требует учета многих привходящих обстоятельств. В качестве одной из временных мер целесообразно введение от 5 до 15 мл 5%-го раствора аскорбиновой кислоты.
Метод кислотно-основного титрования в одном из своих вариантов (алкалиметрия) позволяет определять количества кислот и кислотообразующих веществ (солей, составленных из катиона слабого основания и аниона сильной кислоты и т. п.) с помощью растворов щелочной известной концентрации, называемых рабочими. В другом варианте (ацидиметрия) этот метод позволяет определять количества оснований и веществ основного характера (оксидов, гидридов и нитридов металлов, органических аминов, солей, составленных из катионов сильных оснований и анионов слабых кислот и т. п.) с помощью рабочих растворов кислот.
Метод кислотно-основного титрования используется в практике клинических, судебно-экспертных и санитарно-гигиенических исследований, а также при оценке качества лекарственных препаратов.
Список литературы
Для подготовки данной работы были использованы материалы с сайта http://www.monax.ru
1 Ñîãëàñíî ïðîòîííîé òåîðèè, êèñëîòîé íàçûâàþò âñÿêîå âåùåñòâî, ìîëåêóëÿðíûå ÷àñòèöû êîòîðîãî (â òîì ÷èñëå è èîíû) ñïîñîáíû îòäàâàòü ïðîòîí, ò.å. áûòü äîíîðîì ïðîòîíîâ; îñíîâàíèåì íàçûâàþò âñÿêîå âåùåñòâî, ìîëåêóëÿðíûå ÷àñòèöû êîòîðîãî (â òîì ÷èñëå è èîíû) ñïîñîáíû ïðèñîåäèíÿòü ïðîòîíû, ò.å. áûòü àêöåïòîðîì ïðîòîíîâ.