Реферат: Кислотно-основные буферные системы и растворы
Буферныминазывают растворы, рН которых практически на изменяется от добавления к нимнебольших количеств сильной кислоты или щелочи, а также при разведении.Простейший буферный раствор – это смесь слабой кислоты и соли, имеющей с этойкислотой общий анион (например, смесь уксусной кислоты СН3СООН иацетата натрия СН3СООNa), либо смесь слабогооснования и соли, имеющей с этим основанием общий катион (например, смесьгидроксида аммония NH4OHс хлоридом аммония NH4Cl).
Сточки зрения протонной теории1 буферное действиерастворов обусловлено наличием кислотно-основного равновесия общего типа:
Воснование+ Н+ Û ВН+сопряженнаякислота
НАкислотаÛ Н+ + А-сопряженноеоснование
Сопряженныекислотно-основные пары В /ВН+ и А — /НА называют буфернымисистемами.
Буферныерастворы играют большую роль в жизнедеятельности. К числу исключительныхсвойств живых организмов относится их способность поддерживать постоянство рНбиологических жидкостей, тканей и органов – кислотно-основной гомеостаз. Этопостоянство обусловлено наличием нескольких буферных систем, входящих в составэтих тканей.
Классификациякислотно-основных буферных систем. Буферные системы могут быть четырех типов:
Слабаякислота и ее анион А — /НА:
ацетатнаябуферная система СН3СОО-/СН3СООН в растворе СН3СООNa и СН3СООН, область действия рН 3, 8 – 5, 8.
Водород-карбонатнаясистема НСО3-/Н2СО3 в растворе NaНСО3 и Н2СО3, область еёдействия – рН 5, 4 – 7, 4.
Слабоеоснование и его катион В/ВН+:
аммиачнаябуферная система NH3/NH4+в растворе NH3 и NH4Cl,
областьее действия – рН 8, 2 – 10, 2.
Анионыкислой и средней соли или двух кислых солей:
карбонатнаябуферная система СО32- /НСО3- в раствореNa2CO3 и NaHCO3,<sub/>область ее действия рН 9, 3 –11, 3.
фосфатнаябуферная система НРО42-/Н2РО4-в растворе Nа2НРО4 и NаН2РО4, область ее действия рН 6, 2 –8, 2.
Этисолевые буферные системы можно отнести к 1-му типу, т. к. одна из солей этихбуферных систем выполняет функцию слабой кислоты. Так, в фосфатной буфернойсистеме анион Н2РО4- является слабой кислотой.
4.Ионы и молекулы амфолитов. К ним относят аминокислотные и белковые буферныесистемы. Если аминокислоты или белки находятся в изоэлектрическом состоянии(суммарный заряд молекулы равен нулю), то растворы этих соединений не являютсябуферными. Они начинают проявлять буферное действие, когда к ним добавляютнекоторое 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+ Û R – СН
N+Н3 N+Н3
основаниеА- сопряженная кислота НА
(сольбелка-килоты) (белок-кислота)
б)слабое “белок-основание” + соль этого слабого основания:
СОО- СОО-
R – СН + ОН — Û R – СН + Н2О
N+Н3 NН2
кислотаВН+ сопряженное основание В
(сольбелка-основания) (белок-основание)
Такимобразом, и этот тип буферных систем может быть отнесен соответственно кбуферным системам 1-го и 2-го типов.
Механизмбуферного действия можно понять на примере ацетатной буферной системы СН3СОО-/СН3СООН,в основе действия которой лежит кислотно-основное равновесие:
СН3СООН Û СН3СОО- + Н+; (рКа = 4, 8)
Главныйисточник ацетат-ионов – сильный электролит СН3СООNa:
СН3СООNa ® СН3СОО- + Na+
Придобавлении сильной кислоты сопряженное основание СН3СОО — связываетдобавочные ионы Н+, превращаясь в слабую уксусную кислоту:
СН3СОО- + Н+ Û СН3СООН
(кислотно-основноеравновесие смещается влево, по Ле Шателье)
Уменьшениеконцентрации анионов СН3СОО — точно уравновешиваетсяповышение концентрации молекул СН3СООН. В результате происходитнебольшое изменение в соотношении концентраций слабой кислоты и ее соли, аследовательно, и незначительно изменяется рН.
Придобавлении щелочи протоны уксусной кислоты (резервная кислотность)высвобождаются и нейтрализуются добавочные ионы ОН-, связывая их вмолекулы воды:
СН3СООН + ОН- Û СН3СОО- + Н2О
(кислотно-основноеравновесие смещается вправо, по Ле Шателье)
Вэтом случае также происходит небольшое изменение в соотношении концентрацийслабой кислоты и ее соли, а следовательно, и незначительное изменение рН.Уменьшение концентрации слабой кислоты СН3СООН точноуравновешивается повышение концентрации анионов СН3СОО-.
Аналогиченмеханизм действия и других буферных систем. Например, для белкового буферногораствора, образованного кислой и солевой формами белка, при добавлении сильнойкислоты ионы Н+ связываются солевой формой белка:
СОО- СООН
R – СН + Н+ ® R – СН
N+Н3 N+Н3
Количествослабой кислоты при это незначительно увеличивается, а солевой формы белка –эквивалентно уменьшается. Поэтому рН остается практически постоянным.
Придобавлении щелочи к этому буферному раствору ионы Н+, связанные в «белке– кислоте», высвобождаются и нейтрализуют добавленные ионы ОН-:
СООН<sup/> СОО-
R – СН + ОН — ® R – СН + Н2О
N+Н3 NН2
Количествосолевой формы белка при этом незначительно увеличивается, а «белка –кислоты» – эквивалентно уменьшается. И поэтому рН практически неизменится.
Такимобразом, рассмотренные системы показывают, что буферное действие раствораобусловлено смещением кислотно-основного равновесия за счет связываниядобавляемых в раствор ионов Н+ и ОН- в результате реакцииэтих ионов и компонентов буферной системы с образованием малодиссоциированныхпродуктов.
Воснове расчета рН буферных систем лежит закон действующих масс длякислотно-основного равновесия.
Длябуферной системы 1-го типа, например, ацетатной, концентрацию ионов Н+в растворе легко вычислит, исходя из константы кислотно-основного равновесияуксусной кислоты:
СН3СООН Û СН3СОО- + Н+; (рКа = 4, 8)
Ка=
[ Н+] [ СН3СОО- ]
(1)[ СН3СООН]
Изуравнения (1) следует, что концентрация водород-ионов равна
[ Н+] = Ка
[ СН3СООН ]
(2)[ СН3СОО-]
Вприсутствии второго компонента буферного раствора – сильного электролита СН3СООNa кислотно-основное равновесие уксусной кислоты СН3СООНсдвинуто влево (принцип Ле Шателье). Поэтому концентрация недиссоциированныхмолекул СН3СООН практически равна концентрации кислоты, аконцентрация ионов СН3СОО- — концентрации соли. В такомслучае уравнение (2) принимает следующий вид:
[ Н+] = Ка
с (кислота)
(3)с (соль)
гдес (кислота) и с (соль) — равновесные концентрации кислотыи соли. Отсюда получают уравнение Гендерсона–Гассельбаха для буферных систем1-го типа:
рН = рКа + lg
с (соль)
(4)с (кислота)
Вобщем случае уравнение Гендерсона–Гассельбаха для буферных систем 1-го типа:
рН = рКа + lg
[сопряженное основание] (5) [ кислота ]Длябуферной системы 2-го типа, например, аммиачной, концентрацию ионов Н+в растворе можно рассчитать, исходя из константы кислотно-основного равновесиясопряженной кислоты NH4+:
NH4+ Û NH3 + Н+; рКа = 9, 2;
Ка=
[NH3] [Н+]
(6)[NH4+]
Отсюдаполучают 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)
ЗначениярН буферных растворов других типов также можно рассчитать по уравнениямбуферного 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-) + lg
с (НРО42-)
с (Н2РО4-)
гдерКа (Н2РО4-) – отрицательныйдесятичный логарифм константы диссоциации фосфорной кислоты по второй ступенирКа (Н2РО4 — — слабая кислота);
с(НРО42-) и с (Н2РО4-) — соответственноконцентрации соли и кислоты.
УравнениеГендерсона–Гассельбаха позволяет сформулировать ряд важных выводов:
1.рН буферных растворов зависит от отрицательного действия логарифма константыдиссоциации слабой кислоты рКа или основания рКв и ототношения концентраций компонентов КО-пары, но практически не зависит отразбавления раствора водой.
Следуетотметить, что постоянство рН хорошо выполняется при малых концентрацияхбуферных растворов. При концентрациях компонентов выше 0, 1 моль/ л необходимоучитывать коэффициенты активности ионов системы.
2.Значение рКа любой кислоты и рКв любого основания можновычислить по измеренному рН раствора, если известны молярные концентрациикомпонентов.
Крометого, уравнение Гендерсона–Гассельбаха позволяет рассчитать рН буферногораствора, если известны значения рКа и молярные концентрациикомпонентов.
3.Уравнение Гендерсона–Гассельбаха можно использовать и для того, чтобы узнать, вкаком соотношении нужно взят компоненты буферной смеси, чтобы приготовитьраствор с заданным значением рН.
Способностьбуферного раствора сохранять рН по мере прибавления сильной кислоты илиприблизительно на постоянном уровне далеко небеспредельна и ограниченавеличиной так называемой буферной емкости В. За единицу буферной емкости обычнопринимают емкость такого буферного раствора, для изменения рН которого наединицу требуется введение сильной кислоты или щелочи в количестве 1 мольэквивалента на 1л раствора. Т. е. это величина, характеризующая способностьбуферного раствора противодействовать смещению реакции среды при добавлениисильных кислот или сильных оснований.
В = NрН2 – рН1
Буфернаяемкость, как следует из ее определения, зависит от ряда факторов:
Чембольше количества компонентов кислотно-основной пары основание/ сопряженнаякислота в растворе, тем выше буферная емкость этого раствора (следствие законаэквивалентов).
Буфернаяемкость зависит от соотношения концентраций компонентов буферного раствора, аследовательно, и от рН буферного раствора.
ПрирН = рКа отношение с (соль)/ с (кислота) = 1, т. е. в раствореимеется одинаковое количество соли и кислоты. При таком соотношенииконцентраций рН раствора изменяется в меньшей степени, чем при других, и,следовательно, буферная емкость максимальна при равных концентрацияхкомпонентов буферной системы и уменьшается с отклонением от этого соотношения.Буферная емкость раствора возрастает по мере увеличения концентрации егокомпонентов и приближения соотношения [HAn]/ [KtAn] или [KtOH]/ [KtAn] к единице.
Рабочийучасток буферной системы, т. е. способность противодействовать изменению рН придобавлении кислот и щелочей, имеет протяженность приблизительно одну единицу рНс каждой стороны от точки рН = рКа. Вне этого интервала буфернаяемкость быстро падает до 0. Интервал рН = рКа ± 1 называется зоной буферного действия.
Общаябуферная емкость артериальной крови достигает 25, 3 ммоль/ л; у венозной кровиона несколько ниже и обычно не превышает 24, 3 ммоль/ л.
Кислотно-щелочное равновесие и главные буферныесистемы в организме человека
Организмчеловека располагает тонкими механизмами координации происходящих в не физиологическихи биохимических процессов и поддержания постоянства внутренней среды(оптимальных значений рН и уровней содержания различных веществ в жидкостяхорганизма, температуры, кровяного давления и т. д.). Эта координация названа,по предложению В. Кеннона (1929), гомеостазисом (от греч. «гомео» –подобный; «стазис» – постоянство, состояние). Она осуществляетсяпутем гуморальной регуляции (от лат. «гумор» – жидкость), т. е. черезкров, 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, образуяединый комплекс нейро-гуморальной регуляции. Примером гомеостазиса являетсястремление организма к сохранению постоянства температуры, энтропии, энергииГиббса, содержания в крови и межтканевых жидкостях различных катионов, анионов,растворенных газов и др., величины осмотического давления и стремлениеподдерживать для каждой из его жидкостей определенную оптимальную концентрациюионов водорода. Сохранение постоянства кислотности жидких сред имеет дляжизнедеятельности человеческого организма первостепенное значение, потому что,во-первых, ионы Н+ оказывают каталитическое действие на многиебиохимические превращения; во-вторых, ферменты и гормоны проявляютбиологическую активность только в строго определенном интервале значений рН;в-третьих, даже небольшие изменения концентрации ионов водорода в крови имежтканевых жидкостях ощутимо влияют на величину осмотического давления в этихжидкостях.
Нередкоотклонения рН крови от нормального для нее значения 7,36 всего лишь нанесколько сотых приводят к неприятным последствиям. При отклонениях порядка 0,3единицы в ту или другую сторону может наступит тяжелое коматозное состояние, аотклонения порядка 0,4 единицы могут повлечь даже смертельный исход. Впрочем, внекоторых случаях, при ослабленном иммунитете, для этого оказываетсядостаточными и отклонения порядка 0,1 единицы рН.
Особеннобольшое значение буферных систем имеют в поддержании кислотно-основногоравновесия организма. Внутриклеточные и внеклеточные жидкости всех живыхорганизмов, как правило, характеризуются постоянным значением рН, котороеподдерживается с помощью различных буферных систем. Значение рН большей частивнутриклеточных жидкостей находится в интервале от 6,8 до 7,8.
Кислотно-основноеравновесие в крови человека обеспечивается водородкарбонатной, фосфатной ибелковой буферными системами.
Нормальноезначение рН плазмы крови составляет 7,40 ±0,05. Этому соответствует интервал значений активной кислотности а (Н+)от 3,7 до 4,0 ´ 10-8моль/л. Так как в крови присутствуют различные электролиты — НСО3-,Н2СО3, НРО42-, Н2РО4-,белки, аминокислоты, это означает, что они диссоциируют в такой степени, чтобыактивность а (Н+) находилась в указанном интервале.
Водородкарбонатная(гидро-, бикарбонатная) буферная система НСО3-/Н2СО3плазмы крови характеризуется равновесием молекул слабой угольной кислотыН2СО3 с образующимися при ее диссоциациигидрокарбонат-ионами НСО3-(сопряженное основание):
НСО3-+ Н+ Û Н2СО3
НСО3-+ Н2О Û Н2СО3+ ОН —
Ворганизме угольная кислота возникает в результате гидратации диоксида углерода– продукта окисления углеводов, белков и жиров. Причем процесс этот ускоряетсяпод действием фермента карбоангидразы:
СО2(р)+ Н2О Û Н2СО3
Равновеснаямолярная концентрация в растворе свободного диоксида углерода при 298, 15 К » в 400 раз выше, чем концентрация угольнойкислоты [Н2СО3]/ [СО2] = 0, 00258.
МеждуСО2 в альвеолах и водородкарбонатным буфером в плазме крови,протекающей через капилляры легких, устанавливается цепочка равновесий:
2
1 + Н2О 3
АтмосфераÛ СО2(г) Û СО2(р) Û Н2СО3 Û Н+ + НСО3-
воздушное пространство легких — Н2О плазма крови
Всоответствии с уравнение Гендерсона–Гассельбаха (4) рН водордкарбонатногобуфера определяется отношением концентрации кислоты Н2СО3 исоли NaНСО3.
Согласноцепочке равновесий содержание Н2СО3 определяетсяконцентрацией растворенного СО2, которая по пропорциональнапарциальному давлению СО2 в газовой фазе (по закону Генри): [СО2]р= Кгр(СО2). В конечно счете оказывается, что с (Н2СО3)пропорциональна р(СО2).
Водородкарбонатнаябуферная система действует как эффективный физиологический буферный растворвблизи рН 7,4.
Припоступлении в кровь кислот – доноров Н+ равновесие 3 в цепочке попринципу Ле Шателе смещается влево в результате того, что ионы НСО3-связывают ионы Н+ в молекулы Н2СО3. При этомконцентрация Н2СО3 повышается, а концентрация ионов НСО3-соответственно понижается. Повышение концентрации Н2СО3,в свою очередь, приводит к смещению равновесия 2 влево. Это вызывает распад Н2СО3и увеличении концентрации СО2, растворенного в плазме. В результатесмещается равновесие 1 влево и повышается давление СО2 в легких.Избыток СО2 выводится из организма.
Припоступлении в кровь оснований – акцепторов Н+ сдвиг равновесий вцепочке происходит в обратной последовательности.
Врезультате описанных процессов водородкарбонатная система крови быстро приходитв равновесие с СО2 в альвеолах и эффективно обеспечивает поддержаниепостоянства рН плазы крови.
Вследствиетого, что концентрация NaНСО3 в кровизначительно превышает концентрацию Н2СО3, буфернаяемкость этой системы будет значительно выше по кислоте. Иначе говоря,водокарбонатная буферная система особенно эффективно компенсирует действиевеществ, увеличивающих кислотност крови. К числу таких веществ, прежде всего,относят молочную кислоту HLac, избыток которой образуется в результатеинтенсивной физической нагрузки. Этот избыток нейтрализуется в следующейцепочке реакций:
NaНСО3 + HLac ÛNaLac + Н2СО3 Û Н2О + СО2(р) Û СО2(г)
Такимобразом, эффективно поддерживается нормальное значение рН крови при слабовыраженном сдвиге рН, обусловленным ацидозом.
Взамкнутых помещениях часто испытывают удушье – нехватку кислорода, учащениедыхания. Однако удушье связано не столько с недостатком кислорода, сколько сизбытком СО2. Избыток СО2 в атмосфере приводит кдополнительному растворению СО2 в крови (согласно закону Генри), аэто приводит к понижению рН крови, т. е. к ацидозу (уменьшение резервнойщелочности).
Водородкарбонатнаябуферная система наиболее «быстро» отзывается на изменение рН крови.Ее буферная емкость по кислоте составляет Вк = 40 ммоль/л плазмыкрови, 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 — исопряженного основания НРО42-. В основе ее действия лежиткислотно-основное равновесие, равновесие между гидрофофсфат- идигидрофосфат-ионами:
НРО42-+ Н+ Û Н2РО4-
НРО42-+ Н2О Û Н2РО4-+ ОН-
Фосфатнаябуферная система способа сопротивляться изменению рН в интервале 6, 2 – 8, 2,т. е. обеспечивает значительную долю буферной емкости крови.
Изуравнения Гендерсона–Гассельбаха (4) для этой уферной системы следует, что внорме при рН 7, 4 отношение концентраций соли (НРО42-) икислоты (Н2РО4-) примерно составляет 1. 6. Этоследует 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 ис (НРО42-)
= 1, 6с (Н2РО4-)
с (Н2РО4-)
Фосфорнаябуферная система имеет более высокую емкость по кислоте, чем по щелочи. Поэтомуона эффективно нейтрализует кислые метаболиты, поступающие в кровь, напримермолочную кислоту HLac:
НРО42-+ HLac Û Н2РО4- + Lac-
Однакоразличия буферной емкости данной системы по кислоте и щелочи не столь велики,как у водородкарбонатной: Вк = 1 –2 ммоль/ л; Вщ = 0, 5ммоль/ л. Поэтому фосфатная система в нейтрализации как кислых, так и основныхпродуктов метаболизма. В связи с малым содержанием фосфатов в плазе крови онаменее мощная, чем вородкарбонатная буферная система.
3.Буферная система оксигемоглобин-гемоглобин, на долю которой приходится около75% буферной емкости крови, характеризующаяся равновесием между ионамигемоглобина Hb- и самим гемоглобином HНb, являющимся очень слабой кислотой(КHНb = 6, 3 ´10-9; рКHНb= 8, 2).
Hb- + Н+ ÛHНb
Hb- + Н2О Û HНb + ОН-
атакже 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+ Û HНbО2
HbО2- + Н2О Û HНbО2 + ОН-
ГемоглобинHНb, присоединяя кислород, образует оксигемоглобин HНbО2
HНb+ О2 Û 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+ Û R – СН
NН2 N+Н3
белок-основание белок-соль
Соответствующеекислотно-основное равновесие в средах, близких к нейтральным, смещено влево и«белок-основание» преобладает.
Основнуючасть белков плазмы крови (»90%)составляют альбумины и глобулины. Изоэлектрические точки этих белков (числокатионных и анионных групп одинаково, заряд молекулы белка равен нулю) лежат вслабокислой среде при рН 4,9 – 6,3, поэтому в физиологических условиях при рН7,4 белки находятся преимущественно в формах «белок-основание» и«белок-соль».
Буфернаяемкость, определяемая белками плазмы, зависит от концентрации белков, ихвторичной и третичной структуры и числа свободных протон-акцепторных групп. Этасистема может нейтрализовать как кислые, так и основные продукты. Однаковследствие преобладания формы «белок-основание» ее буферная емкостьзначительно выше по кислоте и составляет для альбуминов Вк = 10 ммоль/л,а для глобулинов Вк = 3 ммоль/л.
Буфернаяемкость свободных аминокислот плазмы крови незначительна как по кислоте, так ипо щелочи. Это связано с тем, что почти все аминокислоты имеют значения рКа,очень далекие от рКа = 7. Поэтому при физиологическом значении рН ихмощность мала. Практически только одна аминокислота – гистидин (рКа= 6,0) обладает значительным буферным действием при значениях рН, близких к рНплазмы крови.
Такимобразом, мощность буферных систем плазмы крови уменьшается в направлении
НСО3-/Н2СО3 > белки > НРО42-/ Н2РО4-> аминокислоты
Эритроциты.Во внутренней среде эритроцитов в норме поддерживается постоянное рН, равное7,25. Здесь также действуют водородкарбонатная и фосфатная буферные системы.Однако их мощность отличается от таковой в плазме крови. Кроме того, вэритроцитах белковая система гемоглобин-оксигемоглобин играет важную роль как впроцессе дыхания (транспортная функция по переносу кислорода к тканям и органами удалению из них метаболической СО2), так и в поддержаниипостоянства рН внутри эритроцитов, а в результате и в крови в целом. Необходимоотметит, что эта буферная система в эритроцитах тесно связана сводородкарбонатной системой. Т. к. рН внутри эритроцитов 7,25, то соотношениеконцентраций соли (НСО3-) и кислоты (Н2СО3)здесь несколько меньше, чем в плазме крови. И хотя буферная емкость этойсистемы по кислоте внутри эритроцитов несколько меньше, чем в плазме, онаэффективно поддерживает постоянство рН.
Фосфатнаябуферная емкость играет в клетках крови гораздо более важную роль, чем в плазмекрови. Прежде всего, это связано с большим содержанием в эритроцитахнеорганических фосфатов. Кроме того, большое значение в поддерживаниипостоянства рН имеют эфиры фосфорных кислот, главным образом фосфолипиды,составляющие основу мембран эритроцитов.
Фосфолипидыявляются относительно слабыми кислотами. Значения рКа диссоциациифосфатных групп находятся в пределах от 6,8 до 7,2. Поэтому при физиологическомрН 7,25 фосфолипиды мембран эритроцитов находятся как в виде неионизированных,так ионизированных форм. Иначе говоря, в виде слабой кислоты и ее соли. Приэтом 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.
Такимобразом, в поддержании постоянства кислотно-щелочного равновесия в кровиучаствует ряд буферных систем, обеспечивающих кислотно-основной гомеостаз ворганизме.
Всовременной клинической практике кислотно-щелочное равновесие (КЩР) организмаобычно определяют путем исследования крови по микрометоду Аструпа и выражают вединицах ВЕ (от лат. «би-эксцесс» – избыток оснований). Принормальном кислотно-щелочном состоянии организма ВЕ = 0 (в аппарате Аструпаэтому значению ВЕ отвечает рН 7,4).
Призначениях ВЕ от 0 до ± 3 КЩС организмасчитается нормальным, при ВЕ = ± (6 –9) – тревожным, при ВЕ = ± (10 – 14) –угрожающим, а при абсолютном значении ВЕ, превышающим 14, — критическим.
Длякоррекции КЩР при ВЕ<0 (ацидоз) чащеиспользуют 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.
Еслисостояние ацидоза возникло в результате кратковременной остановки сердца, тообъем 4%-ного раствора NаНСО3 (v мл), необходимый для компенсации сдвига КЩР в кислуюобласть, рассчитывают по формуле v = m z, где z –продолжительность остановки сердца, мин.
КоррекцияКЩР при алкалозе более сложна и требует учета многих привходящих обстоятельств.В качестве одной из временных мер целесообразно введение от 5 до 15 мл 5%-гораствора аскорбиновой кислоты.
Методкислотно-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.) спомощью растворов щелочной известной концентрации, называемых рабочими. Вдругом варианте (ацидиметрия) этот метод позволяет определять количестваоснований и веществ основного характера (оксидов, гидридов и нитридов металлов,органических аминов, солей, составленных из катионов сильных оснований ианионов слабых кислот и т. п.) с помощью рабочих растворов кислот.
Методкислотно-основного титрования используется в практике клинических,судебно-экспертных и санитарно-гигиенических исследований, а также при оценкекачества лекарственных препаратов.
Список литературы
Дляподготовки данной работы были использованы материалы с сайта www.monax.ru