Реферат: 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:

В_{основание} + Н⁺ Û ВН⁺ _{сопряженная кислота}

НА_{кислота} Û Н⁺ + А^- _{сопряженное основание}

Сопряженные кислотно-основные пары В /ВН⁺ и А^- /НА называют буферными системами.

Буферные растворы играют большую роль в жизнедеятельности. К числу исключительных свойств живых организмов относится их способность поддерживать постоянство рН биологических жидкостей, тканей и органов – кислотно-основной гомеостаз. Это постоянство обусловлено наличием нескольких буферных систем, входящих в состав этих тканей.

Классификация кислотно-основных буферных систем. Буферные системы могут быть четырех типов:

Слабая кислота и ее анион А^- /НА:

ацетатная буферная система СН₃ СОО^- /СН₃ СООН в растворе СН₃ СООNa и СН₃ СООН, область действия рН 3, 8 – 5, 8.

Водород-карбонатная система НСО₃ ^- /Н₂ СО₃ в растворе NaНСО₃ и Н₂ СО₃ , область её действия – рН 5, 4 – 7, 4.

Слабое основание и его катион В/ВН⁺ :

аммиачная буферная система NH₃ /NH₄ ⁺ в растворе NH₃ и NH₄ Cl,

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

Анионы кислой и средней соли или двух кислых солей:

карбонатная буферная система СО₃ ^2- /НСО₃ ^- в растворе Na₂ CO₃ и NaHCO₃ ,область ее действия рН 9, 3 – 11, 3.

фосфатная буферная система НРО₄ ^2- /Н₂ РО₄ ^- в растворе Nа₂ НРО₄ и NаН₂ РО₄ , область ее действия рН 6, 2 – 8, 2.

Эти солевые буферные системы можно отнести к 1-му типу, т. к. одна из солей этих буферных систем выполняет функцию слабой кислоты. Так, в фосфатной буферной системе анион Н₂ РО₄ ^- является слабой кислотой.

4. Ионы и молекулы амфолитов. К ним относят аминокислотные и белковые буферные системы. Если аминокислоты или белки находятся в изоэлектрическом состоянии (суммарный заряд молекулы равен нулю), то растворы этих соединений не являются буферными. Они начинают проявлять буферное действие, когда к ним добавляют некоторое количество кислоты или щелочи. Тогда часть белка (аминокислоты) переходит из ИЭС в форму “белок-кислота” или соответственно в форму “белок-основание”. При этом образуется смесь двух форм белка: (R – макромолекулярный остаток белка)

а) слабая “белок-кислота” + соль этой слабой кислоты:

СОО^- СООН

R – СН + Н⁺ ÛR – СН

N⁺ Н₃ N⁺ Н₃

основание А- сопряженная кислота НА

(соль белка-килоты) (белок-кислота)

б) слабое “белок-основание” + соль этого слабого основания:

СОО^- СОО^-

R – СН + ОН^- ÛR – СН + Н₂ О

N⁺ Н₃ NН₂

кислота ВН⁺ сопряженное основание В

(соль белка-основания) (белок-основание)

Таким образом, и этот тип буферных систем может быть отнесен соответственно к буферным системам 1-го и 2-го типов.

Механизм буферного действия можно понять на примере ацетатной буферной системы СН₃ СОО^- /СН₃ СООН, в основе действия которой лежит кислотно-основное равновесие:

СН₃ СООН Û СН₃ СОО^- + Н⁺ ;(рК_а = 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⁺ ;(рК_а = 4, 8)

Из уравнения (1) следует, что концентрация водород-ионов равна

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:

где с _{(кислота)} и с _(соль) - равновесные концентрации кислоты и соли. Отсюда получают уравнение Гендерсона–Гассельбаха для буферных систем 1-го типа:

В общем случае уравнение Гендерсона–Гассельбаха для буферных систем 1-го типа:

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⁺ ; рК_а = 9, 2;

Отсюда получают уравнение Гендерсона–Гассельбаха для буферных систем 2-го типа:

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

Значения рН буферных растворов других типов также можно рассчитать по уравнениям буферного действия (4), (7), (8).

Например, для фосфатной буферной системы НРО₄ ^2- /Н₂ РО₄ ^- , относящейся к 3-му типу, рН можно рассчитать по уравнению (4):

где рК_а (Н₂ РО₄ ^- ) – отрицательный десятичный логарифм константы диссоциации фосфорной кислоты по второй ступени рК_а (Н₂ РО₄ ^- - слабая кислота);

с (НРО₄ ^2- ) и с (Н₂ РО₄ ^- ) - соответственно концентрации соли и кислоты.

Уравнение Гендерсона–Гассельбаха позволяет сформулировать ряд важных выводов:

1. рН буферных растворов зависит от отрицательного действия логарифма константы диссоциации слабой кислоты рК_а или основания рК_в 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 рК_а любой кислоты и рК_в 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 рК_а 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.

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 = рК_а 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 = рК_а . Вне этого интервала буферная емкость быстро падает до 0. Интервал рН = рК_а ± 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 , НРО₄ ^2- , Н₂ РО₄ ^- , белки, аминокислоты, это означает, что они диссоциируют в такой степени, чтобы активность а (Н⁺ ) находилась в указанном интервале.

Водородкарбонатная (гидро-, бикарбонатная) буферная система НСО₃ ^- /Н₂ СО₃ плазмы крови характеризуется равновесием молекул слабой угольной кислоты Н₂ СО₃ с образующимися при ее диссоциации гидрокарбонат-ионами НСО₃ ^- (сопряженное основание):

НСО₃ ^- + Н⁺ Û Н₂ СО₃

НСО₃ ^- + Н₂ О Û Н₂ СО₃ + ОН^-

В организме угольная кислота возникает в результате гидратации диоксида углерода – продукта окисления углеводов, белков и жиров. Причем процесс этот ускоряется под действием фермента карбоангидразы:

СО₂ (р) + Н₂ О Û Н₂ СО₃

Равновесная молярная концентрация в растворе свободного диоксида углерода при 298, 15 К » в 400 раз выше, чем концентрация угольной кислоты [Н₂ СО₃ ]/ [СО₂ ] = 0, 00258.

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

2

1 + Н₂ О 3

Атмосфера Û СО₂ (г) Û СО₂ (р) Û Н₂ СО₃ Û Н⁺ + НСО₃ ^-

воздушное пространство легких - Н₂ О плазма крови

В соответствии с уравнение Гендерсона–Гассельбаха (4) рН водордкарбонатного буфера определяется отношением концентрации кислоты Н₂ СО₃ и соли NaНСО₃ .

Согласно цепочке равновесий содержание Н₂ СО₃ определяется концентрацией растворенного СО₂ , которая по пропорциональна парциальному давлению СО₂ в газовой фазе (по закону Генри): [СО₂ ]_р = К_г 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 В_к = 40 ммоль/л плазмы крови, а буферная емкость по щелочи значительно меньше и равна примерно В_щ = 1 – 2 ммоль/л плазмы крови.

2. Фосфатная буферная система НРО₄ ^2- /Н₂ РО₄ ^- состоит из слабой кислоты Н₂ РО₄ ^- и сопряженного основания НРО₄ ^2- . В основе ее действия лежит кислотно-основное равновесие, равновесие между гидрофофсфат- и дигидрофосфат-ионами:

НРО₄ ^2- + Н⁺ Û Н₂ РО₄ ^-

НРО₄ ^2- + Н₂ О Û Н₂ РО₄ ^- + ОН^-

Фосфатная буферная система способа сопротивляться изменению рН в интервале 6, 2 – 8, 2, т. е. обеспечивает значительную долю буферной емкости крови.

Из уравнения Гендерсона–Гассельбаха (4) для этой уферной системы следует, что в норме при рН 7, 4 отношение концентраций соли (НРО₄ ^2- ) и кислоты (Н₂ РО₄ ^- ) примерно составляет 1. 6. Это следует из равенства:

Отсюда

Фосфорная буферная система имеет более высокую емкость по кислоте, чем по щелочи. Поэтому она эффективно нейтрализует кислые метаболиты, поступающие в кровь, например молочную кислоту HLac:

НРО₄ ^2- + HLacÛ Н₂ РО₄ ^- + Lac^-

Однако различия буферной емкости данной системы по кислоте и щелочи не столь велики, как у водородкарбонатной: В_к = 1 –2 ммоль/ л; В_щ = 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 (К_{HН b} = 6, 3 ´ 10^-9 ; рК_{HН b} = 8, 2).

Hb^- + Н⁺ ÛHНb

Hb^- + Н₂ О ÛHНb + ОН^-

а также между ионами оксигемоглобина HbО₂ ^- и самим оксигемоглобином HНbО₂ , который является несколько более сильной, чем гемоглобин, кислотой (К_{HН bО2} = 1. 12 ´ 10^-7 ; рК_{HН bО2} = 6, 95):

HbО₂ ^- + Н⁺ ÛHНbО₂

HbО₂ ^- + Н₂ О ÛHНbО₂ + ОН^-

Гемоглобин HНb, присоединяя кислород, образует оксигемоглобин HНbО₂

HНb + О₂ ÛHНbО₂

и, таким образом, первые два равновесия взаимосвязаны со следующими двумя.

4. Белковая буферная система состоит из "белка-основания" и "белка-соли".

СОО^- СОО^-

R – СН + Н⁺ ÛR – СН

NН₂ N⁺ Н₃

белок-основание белок-соль

Соответствующее кислотно-основное равновесие в средах, близких к нейтральным, смещено влево и "белок-основание" преобладает.

Основную часть белков плазмы крови (»90%) составляют альбумины и глобулины. Изоэлектрические точки этих белков (число катионных и анионных групп одинаково, заряд молекулы белка равен нулю) лежат в слабокислой среде при рН 4,9 – 6,3, поэтому в физиологических условиях при рН 7,4 белки находятся преимущественно в формах "белок-основание" и "белок-соль".

Буферная емкость, определяемая белками плазмы, зависит от концентрации белков, их вторичной и третичной структуры и числа свободных протон-акцепторных групп. Эта система может нейтрализовать как кислые, так и основные продукты. Однако вследствие преобладания формы "белок-основание" ее буферная емкость значительно выше по кислоте и составляет для альбуминов В_к = 10 ммоль/л, а для глобулинов В_к = 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 рК_а , очень далекие от рК_а = 7. Поэтому при физиологическом значении рН их мощность мала. Практически только одна аминокислота – гистидин (рК_а = 6,0) обладает значительным буферным действием при значениях рН, близких к рН плазмы крови.

Таким образом, мощность буферных систем плазмы крови уменьшается в направлении

НСО₃ ^- / Н₂ СО₃ > белки > НРО₄ ^2- / Н₂ РО₄ ^- > аминокислоты

Эритроциты. Во внутренней среде эритроцитов в норме поддерживается постоянное рН, равное 7,25. Здесь также действуют водородкарбонатная и фосфатная буферные системы. Однако их мощность отличается от таковой в плазме крови. Кроме того, в эритроцитах белковая система гемоглобин-оксигемоглобин играет важную роль как в процессе дыхания (транспортная функция по переносу кислорода к тканям и органам и удалению из них метаболической СО₂ ), так и в поддержании постоянства рН внутри эритроцитов, а в результате и в крови в целом. Необходимо отметит, что эта буферная система в эритроцитах тесно связана с водородкарбонатной системой. Т. к. рН внутри эритроцитов 7,25, то соотношение концентраций соли (НСО₃ ^- ) и кислоты (Н₂ СО₃ ) здесь несколько меньше, чем в плазме крови. И хотя буферная емкость этой системы по кислоте внутри эритроцитов несколько меньше, чем в плазме, она эффективно поддерживает постоянство рН.

Фосфатная буферная емкость играет в клетках крови гораздо более важную роль, чем в плазме крови. Прежде всего, это связано с большим содержанием в эритроцитах неорганических фосфатов. Кроме того, большое значение в поддерживании постоянства рН имеют эфиры фосфорных кислот, главным образом фосфолипиды, составляющие основу мембран эритроцитов.

Фосфолипиды являются относительно слабыми кислотами. Значения рК_а 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.