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 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 ее 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 СО32- /НСО3- в растворе Na2 CO3 и NaHCO3 ,область ее действия рН 9, 3 – 11, 3.

Фосфатная буферная система НРО42- /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+ ] = КаС (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 + lgС (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 + lgС (основание)(7)
С (соль)

Уравнение (7) для буферных систем 2-го типа можно представит и в следующем виде:

РН = 14 – рКв – lgС (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 НРО42- /Н2 РО4- , относящейся к 3-му типу, рН можно рассчитать по уравнению (4):

рН = рКа (Н2 РО4- ) + lgС (НРО42- )
С (Н2 РО4- )

Где рКа (Н2 РО4- ) – отрицательный десятичный логарифм константы диссоциации фосфорной кислоты по второй ступени рКа (Н2 РО4- – слабая кислота);

С (НРО42- ) 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 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 – НСО3- , Н2 СО3 , НРО42- , 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 НРО42- /Н2 РО4- состоит из слабой кислоты Н2 РО4- и сопряженного основания НРО42- . В основе ее действия лежит кислотно-основное равновесие, равновесие между гидрофофсфат – и дигидрофосфат-ионами:

НРО42- + Н+ Û Н2 РО4-

НРО42- + 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 (НРО42- ) и кислоты (Н2 РО4- ) примерно составляет 1. 6. Это следует из равенства:

рН = 7, 4 = 7, 2 + lgС (НРО42- ), где 7, 2 = рКа (Н2 РО4- )
С (Н2 РО4- )

Отсюда

lg =С (НРО42- )= 7, 4 – 7, 2 = 0, 2 иС (НРО42- )= 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:

НРО42- + 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 (КHНb = 6, 3 ‘ 10-9 ; рКHНb = 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 (КHНbО2 = 1. 12 ‘ 10-7 ; рКHНbО2 = 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 > НРО42- / 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.



Зараз ви читаєте: Кислотно-основные буферные системы и растворы