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:
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:
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 СО₃^2- /НСО₃^- в растворе Na₂CO₃ и NaHCO₃,  область ее действия рН 9, 3 – 11, 3.
·        фосфатная буферная система НРО₄^2-/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⁺;                       (рК_а = 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⁺;                       (рК_а = 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⁺;           рК_а = 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 НРО₄^2-/Н₂РО₄^-, относящейся к 3-му типу, рН можно рассчитать по уравнению (4):

рН = рКа (Н2РО4-) + lg	с (НРО42-)
	с (Н2РО4-)

где рК_а (Н₂РО₄^-) – отрицательный десятичный логарифм константы диссоциации фосфорной кислоты по второй ступени рК_а (Н₂РО₄^- - слабая кислота);
 с (НРО₄^2-) 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 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.

В =	N
	рН2 – 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 = 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^-, Н₂СО₃, НРО₄^2-, 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⁺ 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 = К_гр(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 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-/Н₂РО₄^- состоит из слабой кислоты Н₂РО₄^- и сопряженного основания НРО₄^2-. В основе ее действия лежит кислотно-основное равновесие, равновесие между гидрофофсфат- и дигидрофосфат-ионами:
НРО₄^2- + Н⁺ Û Н₂РО₄^-
НРО₄^2- + 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 (НРО₄^2-) 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:
НРО₄^2- + HLac Û Н₂РО₄^- + 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_HНb = 6, 3 ´ 10^-9; рК_HНb = 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 (К_HНbО2 = 1. 12 ´ 10^-7; рК_HНbО2 = 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 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^-/ Н₂СО₃ > белки > НРО₄^2-/ 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 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 = 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.
 
 
                                                                                          
 
[U1] 

---