Беседа по теме занятия

Биологические жидкости характеризуются определённой величиной рН, отклонения от которой ограничены.

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 определённом 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.

Смещение кислотно-щелочного равновесия крови в сторону повышения концентрации ионов водорода (снижение рН) и уменьшение резервной щёлочности называется ацидозом, а смещение его в сторону снижения концентрации ионов водорода (повышение рН) и увеличение резервной щелочности – алкалозом. Ацидоз или алкалоз могут возникать либо в результате непосредственного поступления в организм через пищевой тракт или органы дыхания избыточных количеств продуктов с повышенной кислотностью или щёлочностью (пища, питьё, медикаменты), либо в результате аномальной генерации или эвакуации из организма такого рода веществ при различных патологических состояниях организма, связанных с нарушениями нормального обмена веществ, функций дыхания и кровообращения.

Для коррекции кислотно-щелочного равновесия при ацидозе чаще используют 4%-ный раствор гидрокарбоната натрия, который вводят внутривенно. Коррекция кислотно-щелочного равновесия при алкалозе более сложна. В качестве одной из временных мер целесообразно введение от 6 до 15 мл. 6%-ного раствора аскорбиновой кислоты.

Решающую роль в регулировании рН играют буферные системы. Ещё точнее можно сказать, что буферные системы позволяют живому организму, как открытой стационарной системе, реализовать принцип консервативности Ле-Шателье-Брауна, противодействовать влиянию внешних факторов, направленных как на снижение, так и на увеличение рН его жидких сред, сохранять гомеостаз, т.е. координировать происходящие в организме физиологические и биохимические процессы и тем самым поддерживать постоянство состава внутренней среды.

Условия гомеостаза крови.

Константа	Величина
рН (артериальной крови) (предельные значения) [Na+]: [K+]: [Ca2+] Понижение Тзам плазмы крови относительно воды Осмотическое давление   Онкотическое давление   Ионная сила Температура	7,4 ± 0,04 (6,8 – 7,7) 25: 1: 1 0,55 – 0,580 7,6 – 8,0 атм. (7,5*105 – 7,8*105 Па) 0,03 – 0,04 атм. (2,94*103 – 3,92*103 Па) 0,15 моль/л 370С (310 К)

 

В связи с огромным значением буферных растворов для практики врача необходимо рассмотреть механизм действия буферных систем вообще и, в частности, живом организме. Кроме того, в медицинской практике часто возникает необходимость в приготовлении буферных растворов, способных поддерживать постоянное значение рН, например, для введения этих растворов в организм, для моделирования в лабораторных условиях процессов, протекающих в организме, в практике клинического анализа и т.д.

I. Буферные растворы – это смеси, способные сохранять заданное значение рН при разбавлении или добавлении к ним небольших количеств сильной кислоты или щёлочи. Последнее свойство называется буферным действием и оно связано со строго определённым химическим составом растворов – они содержат два находящихся в равновесии друг с другом компонента, которые образуют сопряжённую кислотно-основную пару. Первый из них связывает в малодиссоциирующее соединение вносимые в раствор ионы ОН^-, играя роль кислоты, а второй - связывает вносимые в раствор ионы Н⁺, играя роль основания.

В данном случае понятия кислоты и основания соответствуют протолитической теории Н. Бренстеда и Т. Лоури (1923): - кислота – вещество, являющееся донором протонов Н⁺ или акцептором ионов ОН^-;

- основание – вещество, являющееся акцептором протонов Н⁺ или донором ионов ОН^-

Примеры:

1) СН₃СООН «Н⁺ + СН₃СОО ^- 2) NH₃ + H⁺ «NH₄ ⁺

кислота основание основание кислота

По химическому составу буферные растворы делят на кислотные и основные:

1) кислотные буферные растворы - роль кислоты (к.) выполняет слабая кислота или её кислая соль, а сопряжённым основанием (осн.) является средняя соль этой кислоты или её кислая соль с большей степенью замещения атомов водорода на металл.

Примеры:

а) Уксусная кислота и её соль образует ацетатный буфер:

СН₃СООН (к.) / СН₃СООNa (осн.)

б) Фосфорная кислота и её соли могут образовывать три типа буферных систем:

в) Угольная кислота и её соли могут образовывать два типа буферных систем:

H₂CO₃ (к) NaHCO₃ (к.)

NaHCO₃ (осн) I Na₂CO₃ (осн.) II

Гидрокарбонатный буфер Карбонатный буфер

2) основные буферные растворы – роль основания (осн.) выполняет слабое основание, роль кислоты – её соль.

Пример: NH₄OH (осн) Аммиачный

NH₄Cl (к) буфер

 

II. Особенности равновесий в буферных растворах и механизм буферного действия.

Все дальнейшее обсуждение свойств буферных растворов и расчёты будут проведены на примере фосфатного буфера:

NaH₂PO₄ (к)

Na₂HPO₄ (осн)

Соль NaH₂PO₄ (к), выполняющяя роль кислоты, диссоциирует в буферном растворе на ионы:

где С_к – концентрация дигидрофосфата натрия в буферном растворе, а a - степень диссоциации фосфорной кислоты по второй ступени.

Соль Na₂HPO₄ (осн), выполняющяя роль сопряжённого основания, диссоциирует в буферном растворе на ионы и частично гидролизуется по аниону:

где С₀ - концентрация гидрофосфата натрия в буферном растворе, а h – степень гидролиза гидрофосфат – ионов.

В буферной системе ионы H₂PO₄^-, образующиеся при диссоциации NaH₂PO₄ (к) и являющиеся донороми протонов Н⁺, подавляют гидролиз ионов HPO₄^2-, образующихся при диссоциации Na₂HPO₄ (осн) и выполняющих роль акцептора протонов, и наоборот, ионы HPO₄^2- подавляют диссоциацию ионов H₂PO₄^-. Это означает, что равновесные концентрации анионов практически совпадают с концентрациями солей в буферном растворе:

[H₂PO₄^-] = (1-a)ЧC_к(NaH₂PO₄)_{a » 0}» C_к(NaH₂PO₄)

[HPO₄^2-] = (1-h)ЧC₀(Na₂HPO₄)_{h » 0}» C₀(Na₂HPO₄).

Буферное действие фосфатного буфера обеспечивается за счёт смещения равновесия, существующего между ионами H₂PO₄^- и HPO₄²:

а) добавка сильной кислоты H_nX Ю количество введенных ионов водорода равно

n (Н⁺) = С (1/n H_nX)ЧV_доб. = х моль Ю работает сопряжённое основание, связывающее ионы Н⁺, в результате чего общее содержание сопряженной кислоты в буферном растворе растёт, а основания – уменьшается, а активная кислотность буфера – рН остаётся неизменной или незначительно уменьшается:

HPO₄^2- + H⁺_{(добавка)} ® H₂PO₄^- - ионная форма уравнения.

б) добавка щёлочи М(ОН)_n Ю количество введенных гидроксид-ионов равно

n(ОН^-) = С (1/n М(ОН)_n) Ч V_доб.= х моль Ю работает сопряженная кислота, связывающая ионы ОН^-, в результате чего общее содержание сопряженного основания в буферном растворе растёт, а кислоты – уменьшается, но активная кислотность буфера – рН остаётся неизменной или незначительно увеличивается:

H₂PO₄^- + OH^-_{(добавка)} ® HPO₄^2- + H₂O - ионная форма уравнения.

Буферное действие по отношению к кислотам и щелочам сохраняются до тех пор, пока количества компонентов буферной системы, связывающих ионы Н⁺ или ОН^-, будут больше количеств этих ионов, поступающих в буферный раствор извне.