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 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 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.
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.
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+
Û 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-
Û 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 Û 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+ Û 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- Û 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 Û СН3СОО- + Н+; (рКа = 4, 8)
Ка=
[ Н+] [ СН3СОО-
]
(1)
[ СН3СООН]
Из
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+] = 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 НРО42-/Н2РО4-,
относящейся к 3-му типу, рН можно рассчитать по уравнению (4):
рН = рКа (Н2РО4-)
+ lg
с
(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 =
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-, Н2СО3, НРО42-,
Н2РО4-, белки, аминокислоты, это означает, что
они диссоциируют в такой степени, чтобы активность а (Н+) находилась
в указанном интервале.
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+ Û Н2СО3
НСО3-
+ Н2О Û 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 Û
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
Û
СО2(г) Û
СО2(р) Û
Н2СО3 Û 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): [СО2]р
= 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 Û
NaLac + Н2СО3
Û
Н2О + 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-/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+ Û
Н2РО4-
НРО42-
+ Н2О Û
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 + lg
с
(НРО42-)
,
где 7, 2 = рКа (Н2РО4-)
с
(Н2РО4-)
Отсюда
lg =
с
(НРО42-)
=
7, 4 – 7, 2 = 0, 2 и
с
(НРО42-)
=
1, 6
с
(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
Û
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+
Û
HНb
Hb- + Н2О
Û
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+ Û
HНbО2
HbО2- +
Н2О Û
HНbО2 + ОН-
Гемоглобин
HНb, 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
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 ВЕ