.

Буферные системы

Язык: русский
Формат: реферат
Тип документа: Word Doc
0 2015
Скачать документ

http://monax.ru/order/ – рефераты на заказ (более 2300 авторов в 450
городах СНГ). – 15 –

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 СН3СООН и ацетата натрия СН3СООNa), либо смесь слабого
основания и соли, имеющей с этим основанием общий катион (например,
смесь гидроксида аммония NH4OH с хлоридом аммония NH4Cl).

С точки зрения протонной теории 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.
буферное действие растворов обусловлено наличием кислотно-основного
равновесия общего типа:

Воснование + Н+ ВН+сопряженная кислота

НАкислота 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:

1. Слабая кислота и ее анион А- /НА:

· ацетатная буферная система СН3СОО-/СН3СООН в растворе СН3СООNa и
СН3СООН, область действия рН 3, 8 – 5, 8.

· Водород-карбонатная система НСО3-/Н2СО3 в растворе NaНСО3 и Н2СО3,
область её действия – рН 5, 4 – 7, 4.

2. Слабое основание и его катион В/ВН+:

· аммиачная буферная система NH3/NH4+ в растворе NH3 и NH4Cl,

область ее действия – рН 8, 2 – 10, 2.

3. Анионы кислой и средней соли или двух кислых солей:

· карбонатная буферная система СО32- /НСО3- в растворе Na2CO3 и NaHCO3,
область ее действия рН 9, 3 – 11, 3.

· фосфатная буферная система НРО42-/Н2РО4- в растворе Nа2НРО4 и NаН2РО4,
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 Н2РО4- 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+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- R – СН +
Н2О

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 СН3СОО-/СН3СООН, в основе действия которой лежит
кислотно-основное равновесие:

СН3СООН СН3СОО- + Н+;
(рКа = 4, 8)

Главный источник ацетат-ионов – сильный электролит СН3СООNa:

СН3СООNa СН3СОО- + Na+

При добавлении сильной кислоты сопряженное основание СН3СОО-
связывает добавочные ионы Н+, превращаясь в слабую уксусную кислоту:

СН3СОО- + Н+ СН3СООН

(кислотно-основное равновесие смещается влево, по Ле Шателье)

Уменьшение концентрации анионов СН3СОО- точно уравновешивается
повышение концентрации молекул СН3СООН. 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:

СН3СООН + ОН- СН3СОО- +
Н2О

(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 СН3СООН точно
уравновешивается повышение концентрации анионов СН3СОО-.

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 +
Н2О

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:

СН3СООН СН3СОО- + Н+;
(рКа = 4, 8)

Ка= Н+ СН3СОО- (1) СН3СООНИз уравнения (1) следует, что
концентрация водород-ионов равна

Н+ = Ка СН3СООН (2) СН3СОО- В присутствии второго
компонента буферного раствора – сильного электролита СН3СООNa
кислотно-основное равновесие уксусной кислоты СН3СООН сдвинуто влево
(принцип Ле Шателье). Поэтому концентрация недиссоциированных молекул
СН3СООН практически равна концентрации кислоты, а концентрация ионов
СН3СОО- – 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 + lgсопряженное 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+ 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-/Н2РО4-, относящейся
к 3-му типу, рН можно рассчитать по уравнению (4):

рН = рКа (Н2РО4-) + lgс (НРО42-)с (Н2РО4-)где рКа (Н2РО4-) –
отрицательный десятичный логарифм константы диссоциации фосфорной
кислоты по второй ступени рКа (Н2РО4- – слабая кислота);

с (НРО42-) и с (Н2РО4-) – 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 = NрН2 – рН1

Буферная емкость, как следует из ее определения, зависит от ряда
факторов:

1. Чем больше количества компонентов кислотно-основной пары основание/
сопряженная кислота в растворе, тем выше буферная емкость этого раствора
(следствие закона эквивалентов).

2. 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-, Н2СО3, НРО42-, Н2РО4-, белки, аминокислоты, это означает, что они
диссоциируют в такой степени, чтобы активность а (Н+) находилась в
указанном интервале.

1. Водородкарбонатная (гидро-, бикарбонатная) буферная система
НСО3-/Н2СО3 плазмы крови характеризуется равновесием молекул слабой
угольной кислоты Н2СО3 с образующимися при ее диссоциации
гидрокарбонат-ионами НСО3-(сопряженное основание):

НСО3- + Н+ Н2СО3

НСО3- + Н2О Н2СО3 + 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) + Н2О Н2СО3

Равновесная молярная концентрация в растворе свободного диоксида
углерода при 298, 15 К в 400 раз выше, чем концентрация угольной
кислоты Н2СО3/ СО2 = 0, 00258.

Между СО2 в альвеолах и водородкарбонатным буфером в плазме крови,
протекающей через капилляры легких, устанавливается цепочка равновесий:

2

1
+ Н2О 3

Атмосфера СО2(г) СО2(р) Н2СО3 Н+ + НСО3-

воздушное пространство легких
– Н2О плазма крови

В соответствии с уравнение Гендерсона–Гассельбаха (4) рН
водордкарбонатного буфера определяется отношением концентрации кислоты
Н2СО3 и соли NaНСО3.

Согласно цепочке равновесий содержание Н2СО3 определяется
концентрацией растворенного СО2, которая по пропорциональна парциальному
давлению СО2 в газовой фазе (по закону Генри): СО2р = Кгр(СО2). В
конечно счете оказывается, что с (Н2СО3) 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 Н2СО3. При этом концентрация Н2СО3
повышается, а концентрация ионов НСО3- соответственно понижается.
Повышение концентрации Н2СО3, в свою очередь, приводит к смещению
равновесия 2 влево. Это вызывает распад Н2СО3 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 Н2СО3, 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 NaLac + Н2СО3 Н2О + СО2(р) 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-/Н2РО4- состоит из слабой кислоты
Н2РО4- и сопряженного основания НРО42-. В основе ее действия лежит
кислотно-основное равновесие, равновесие между гидрофофсфат- и
дигидрофосфат-ионами:

НРО42- + Н+ Н2РО4-

НРО42- + Н2О Н2РО4- + 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 (Н2РО4-) примерно составляет 1. 6. Это следует из равенства:

рН = 7, 4 = 7, 2 + lgс (НРО42-), где 7, 2 = рКа (Н2РО4-)с
(Н2РО4-)Отсюда

lg = с (НРО42-)= 7, 4 – 7, 2 = 0, 2 и с (НРО42-)= 1, 6с
(Н2РО4-)с (Н2РО4-) 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- + HLac Н2РО4- + 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+ HНb

Hb- + Н2О HНb + 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+ HНbО2

HbО2- + Н2О HНbО2 + ОН-

Гемоглобин HНb, присоединяя кислород, образует оксигемоглобин HНbО2

HНb + О2 HНbО2

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

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-/ Н2СО3 белки НРО42-/ Н2РО4- 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 (Н2СО3) 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 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 NаНСО3 (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.

Нашли опечатку? Выделите и нажмите CTRL+Enter

Похожие документы
Обсуждение

Оставить комментарий

avatar
  Подписаться  
Уведомление о
Заказать реферат!
UkrReferat.com. Всі права захищені. 2000-2019