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 СН3
СООН и ацетата натрия СН3
СООNa), либо смесь слабого основания и соли, имеющей с этим основанием общий катион (например, смесь гидроксида аммония NH4
OH с хлоридом аммония NH4
Cl).
С точки зрения протонной теории1
буферное действие растворов обусловлено наличием кислотно-основного равновесия общего типа:
Воснование
+ Н+
Û ВН+
сопряженная кислота
НАкислота
Û 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 СН3
СОО-
/СН3
СООН в растворе СН3
СООNa и СН3
СООН, область действия рН 3, 8 – 5, 8.
Водород-карбонатная система НСО3
-
/Н2
СО3
в растворе NaНСО3
и Н2
СО3
, область её действия – рН 5, 4 – 7, 4.
Слабое основание и его катион В/ВН+
:
аммиачная буферная система NH3
/NH4
+
в растворе NH3
и NH4
Cl,
область ее действия – рН 8, 2 – 10, 2.
Анионы кислой и средней соли или двух кислых солей:
карбонатная буферная система СО3
2-
/НСО3
-
в растворе Na2
CO3
и NaHCO3
,область ее действия рН 9, 3 – 11, 3.
фосфатная буферная система НРО4
2-
/Н2
РО4
-
в растворе Nа2
НРО4
и NаН2
РО4
, 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 Н2
РО4
-
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+
ÛR – СН
N+
Н3
N+
Н3
основание А- сопряженная кислота НА
(соль белка-килоты) (белок-кислота)
б) слабое “белок-основание” + соль этого слабого основания:
СОО-
СОО-
R – СН + ОН-
ÛR – СН + Н2
О
N+
Н3
NН2
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 СН3
СОО-
/СН3
СООН, в основе действия которой лежит кислотно-основное равновесие:
СН3
СООН Û СН3
СОО-
+ Н+
;(рКа
= 4, 8)
Главный источник ацетат-ионов – сильный электролит СН3
СООNa:
СН3
СООNa® СН3
СОО-
+ Na+
При добавлении сильной кислоты сопряженное основание СН3
СОО-
связывает добавочные ионы Н+
, превращаясь в слабую уксусную кислоту:
СН3
СОО-
+ Н+
ÛСН3
СООН
(кислотно-основное равновесие смещается влево, по Ле Шателье)
Уменьшение концентрации анионов СН3
СОО-
точно уравновешивается повышение концентрации молекул СН3
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:
СН3
СООН + ОН-
Û СН3
СОО-
+ Н2
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 СН3
СООН точно уравновешивается повышение концентрации анионов СН3
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+
Н3
N+
Н3
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 + Н2
О
N+
Н3
NН2
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:
СН3
СООН Û СН3
СОО-
+ Н+
;(рКа
= 4, 8)
| Ка
= |
[ Н+
][ СН3 СОО- ] |
(1) |
| [ СН3
СООН] |
Из уравнения (1) следует, что концентрация водород-ионов равна
| [ Н+
] = Ка |
[ СН3
СООН ] |
(2) |
| [ СН3
СОО- ] |
В присутствии второго компонента буферного раствора – сильного электролита СН3
СООNa кислотно-основное равновесие уксусной кислоты СН3
СООН сдвинуто влево (принцип Ле Шателье). Поэтому концентрация недиссоциированных молекул СН3
СООН практически равна концентрации кислоты, а концентрация ионов СН3
СОО-
- концентрации соли. В таком случае уравнение (2) принимает следующий вид:
| [ Н+
] = Ка |
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 = рКа
+ lg |
с (соль)
|
(4) |
| с (кислота)
|
В общем случае уравнение Гендерсона–Гассельбаха для буферных систем 1-го типа:
| рН = рКа
+ 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 NH4
+
:
NH4
+
Û NH3
+ Н+
; рКа
= 9, 2;
| Ка
= |
[NH3
][Н+ ] |
(6) |
| [NH4
+ ] |
Отсюда получают уравнение Гендерсона–Гассельбаха для буферных систем 2-го типа:
| рН = рКа
+ lg |
с (основание)
|
(7) |
| с (соль)
|
Уравнение (7) для буферных систем 2-го типа можно представит и в следующем виде:
| рН = 14 - рКв
- 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 НРО4
2-
/Н2
РО4
-
, относящейся к 3-му типу, рН можно рассчитать по уравнению (4):
| рН = рКа
(Н2 РО4 - ) + lg |
с (НРО4
2- ) |
| с (Н2
РО4 - ) |
где рКа
(Н2
РО4
-
) – отрицательный десятичный логарифм константы диссоциации фосфорной кислоты по второй ступени рКа
(Н2
РО4
-
- слабая кислота);
с (НРО4
2-
) и с (Н2
РО4
-
) - 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 рКа
или основания рКв
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 рКа
любой кислоты и рКв
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 рКа
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 |
| рН2
– рН1 |
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 = рКа
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 = рКа
. Вне этого интервала буферная емкость быстро падает до 0. Интервал рН = рКа
± 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 каталитическо
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 - НСО3
-
, Н2
СО3
, НРО4
2-
, Н2
РО4
-
, белки, аминокислоты, это означает, что они диссоциируют в такой степени, чтобы активность а (Н+
) находилась в указанном интервале.
Водородкарбонатная (гидро-, бикарбонатная) буферная система НСО3
-
/Н2
СО3
плазмы крови характеризуется равновесием молекул слабой угольной кислоты Н2
СО3
с образующимися при ее диссоциации гидрокарбонат-ионами НСО3
-
(сопряженное основание):
НСО3
-
+ Н+
Û Н2
СО3
НСО3
-
+ Н2
О Û Н2
СО3
+ 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:
СО2
(р) + Н2
О Û Н2
СО3
Равновесная молярная концентрация в растворе свободного диоксида углерода при 298, 15 К » в 400 раз выше, чем концентрация угольной кислоты [Н2
СО3
]/ [СО2
] = 0, 00258.
Между СО2
в альвеолах и водородкарбонатным буфером в плазме крови, протекающей через капилляры легких, устанавливается цепочка равновесий:
2
1 + Н2
О 3
Атмосфера Û СО2
(г) Û СО2
(р) Û Н2
СО3
Û Н+
+ НСО3
-
воздушное пространство легких - Н2
О плазма крови
В соответствии с уравнение Гендерсона–Гассельбаха (4) рН водордкарбонатного буфера определяется отношением концентрации кислоты Н2
СО3
и соли NaНСО3
.
Согласно цепочке равновесий содержание Н2
СО3
определяется концентрацией растворенного СО2
, которая по пропорциональна парциальному давлению СО2
в газовой фазе (по закону Генри): [СО2
]р
= Кг
р(СО2
). В конечно счете оказывается, что с (Н2
СО3
) пропорциональна р(СО2
).
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 НСО3
-
связывают ионы Н+
в молекулы Н2
СО3
. При этом концентрация Н2
СО3
повышается, а концентрация ионов НСО3
-
соответственно понижается. Повышение концентрации Н2
СО3
, в свою очередь, приводит к смещению равновесия 2 влево. Это вызывает распад Н2
СО3
и увеличении концентрации СО2
, растворенного в плазме. В результате смещается равновесие 1 влево и повышается давление СО2
в легких. Избыток СО2
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 СО2
в альвеолах и эффективно обеспечивает поддержание постоянства рН плазы крови.
Вследствие того, что концентрация NaНСО3
в крови значительно превышает концентрацию Н2
СО3
, 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:
NaНСО3
+ HLac ÛNaLac + Н2
СО3
Û Н2
О + СО2
(р) Û СО2
(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 СО2
. Избыток СО2
в атмосфере приводит к дополнительному растворению СО2
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 Вк
= 40 ммоль/л плазмы крови, а буферная емкость по щелочи значительно меньше и равна примерно Вщ
= 1 – 2 ммоль/л плазмы крови.
2. Фосфатная буферная система НРО4
2-
/Н2
РО4
-
состоит из слабой кислоты Н2
РО4
-
и сопряженного основания НРО4
2-
. В основе ее действия лежит кислотно-основное равновесие, равновесие между гидрофофсфат- и дигидрофосфат-ионами:
НРО4
2-
+ Н+
Û Н2
РО4
-
НРО4
2-
+ Н2
О Û Н2
РО4
-
+ 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 (НРО4
2-
) и кислоты (Н2
РО4
-
) примерно составляет 1. 6. Это следует из равенства:
| рН = 7, 4 = 7, 2 + lg | с (НРО4
2- ) |
, где 7, 2 = рКа
(Н2 РО4 - ) |
| с (Н2
РО4 - ) |
Отсюда
| lg = | с (НРО4
2- ) |
= 7, 4 – 7, 2 = 0, 2 и | с (НРО4
2- ) |
= 1, 6 |
| с (Н2
РО4 - ) |
с (Н2
РО4 - ) |
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:
НРО4
2-
+ HLacÛ Н2
РО4
-
+ Lac-
Однако различия буферной емкости данной системы по кислоте и щелочи не столь велики, как у водородкарбонатной: Вк
= 1 –2 ммоль/ л; Вщ
= 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 (КHН
b
= 6, 3 ´ 10-9
; рКHН
b
= 8, 2).
Hb-
+ Н+
ÛHНb
Hb-
+ Н2
О ÛHНb + ОН-
а также между ионами оксигемоглобина HbО2
-
и самим оксигемоглобином HНbО2
, который является несколько более сильной, чем гемоглобин, кислотой (КHН
bО2
= 1. 12 ´ 10-7
; рКHН
bО2
= 6, 95):
HbО2
-
+ Н+
ÛHНbО2
HbО2
-
+ Н2
О ÛHНbО2
+ ОН-
Гемоглобин HНb, присоединяя кислород, образует оксигемоглобин HНbО2
HНb + О2
ÛHНbО2
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+
ÛR – СН
NН2
N+
Н3
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 Вк
= 10 ммоль/л, а для глобулинов Вк
= 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 рКа
, очень далекие от рКа
= 7. Поэтому при физиологическом значении рН их мощность мала. Практически только одна аминокислота – гистидин (рКа
= 6,0) обладает значительным буферным действием при значениях рН, близких к рН плазмы крови.
Таким образом, мощность буферных систем плазмы крови уменьшается в направлении
НСО3
-
/ Н2
СО3
> белки > НРО4
2-
/ Н2
РО4
-
> 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 СО2
), 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 (НСО3
-
) и кислоты (Н2
СО3
) 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 рКа
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 ВЕ<0 (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 NаНСО3
(v мл), необходимый для компенсации сдвига КЩР в кислую область, рассчитывают по формуле v = mz, 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.
1
Согласно протонной теории, кислотой называют всякое вещество, молекулярные частицы которого (в том числе и ионы) способны отдавать протон, т.е. быть донором протонов; основанием называют всякое вещество, молекулярные частицы которого (в том числе и ионы) способны присоединять протоны, т.е. быть акцептором протонов.