За повний гемоліз (100%) приймають гемоліз у пробірці з 0,1%- ним розчином натрію хлориду. Ступінь гемолізу для кожного досліду

густина надосадової рідини у досліджувальній пробі, D(0,1%) - оптична густина надосадової рідини в пробірці з 0,1%-ним розчином натрію хлориду. У здорових людей в свіжій крові початок гемолізу настає в 0,50-0,46%-вих розчинах NаСl, а повний гемоліз - в 0,4-0,35%- вих розчинах. Дослідження проводять при підозрі на гемолітичну анемію, а також при деяких спадкових анеміях (зниження осмотичної резистентності).

Матеріали для самоконтролю

1.Знайдіть відповідність між стовпчиками:

3. Вкажіть відповідність між колігативною властивістю розчину неелектроліту та способом вираження складу розчину, що

4.Вкажіть найефективнішу охолоджувальну суміш.

A.Вода з електролітом

B.Лід з водою

C.Вода з неелектролітом

D.Лід з електролітом

E.Лід з неелектролітом

5.При розчиненні 0,6 г біологічно-активної речовини неелектроліту в 25 г води температура кипіння розчину підвищилася на 0,204К. При розчиненні 0,3 г цієї ж речовини в 20 г бензолу температура кипіння підвищилася на 0,668К. Визначте ебуліоскопічну сталу для бензолу, якщо для води вона дорівнює 0,512 кгК/моль.

6.Зниження температури замерзання плазми крові дорівнює 0,56. Розрахуйте кількість води, яку необхідно додати до 18 г глюкози,

для того, щб приготувати розчин, який ізотонічний по відношенню до крові при 37оС.

7.Температура замерзання сироватки крові дорівнює –0,56оС.

Розрахувати осмотичну концентрацію сироватки крові і осмотичний тиск її при 37оС.

2.Вкажіть правильні твердження.

A.З розведенням розчину осмотичний тиск збільшується

B.З розведенням розчину осмотичний тиск зменшується

C.З розведенням розчину водою температура замерзання підвищується

D.З розведенням розчину водою температура замерзання знижується

E.З розведенням розчину водою температура кипіння знижується

3.Вкажіть ізотонічні розчини для теплокровних тварин

A.0,85-0,9% розчин NaCI

B.0,85-0,9% розчин глюкози

C.4,5-5,5% розчин NaCI

D.4,5-5,5% розчин глюкози

E.1М розчин глюкози

4. Розташуйте запропоновані розчини сполук у ряд за зростанням

5.Розрахувати молекулярну масу вуглеводу, якщо при

розчиненні 0,9 г цієї сполуки у 60 г води одержали розчин з t кип

=100,0520С.

6.Визначити ступінь електролітичної дисоціації хлориду натрію

в2,5%-вому водному розчині, якщо він замерзав при –1,640С.

РЕКОМЕНДОВАНА ЛІТЕРАТУРА

Основна: Мороз А. С. Медична хімія / А. С. Мороз, Д. Д. Луцевич, Л. П. Яворська. – Вінниця: Нова книга – 2006. – С. 111-127

Додаткова: 1. Мороз А.С. Біофізична та колоїдна хімія / А. С. Мороз, Л. П. Яворська, Д. Д. Луцевич та ін.– Вінниця: Нова книга, 2007. – С. 131-152. 2. Левітін Є. Я. Загальна та неорганічна хімія: підручник / Є. Я. Левітін. – Вінниця: Нова книга, 2003. – С. 170-175.

формули для їх розрахувати.

Роль гідролізу в біохімічних Дивись методичні вказівки для СРС. процесах.

Теоретичні відомості з теми

РОЗЧИНИ ЕЛЕКТРОЛІТІВ

Як відомо з курсу фізики у першій половині 19 ст. Фарадеєм було введено поняття «електроліти» та «неелектроліти».

Е л е к т р о л і т а м и називаються речовини, розчини яких проводять електричний струм, неелектролітами – речовини, розчини яких не проводять електричного струму. Для пояснення цього явища у 1887 р Арреніусом запропоновано теорію, яка називається теорією

еле ктр о лі ти ч но ї ди со ц іа ц ії .

Основні положення.

1.При розчиненні у воді електроліти дисоціюють з утворенням йонів двох типів: додатньо заряджених катіонів і від’ємно заряджених аніонів. Загальна кількість додатніх зарядів дорівнює загальній кількості від’ємних зарядів.

2.Дисоціація – процесс оборотний, одночасно з йонізацією відбувається асоціація (моляризація).

3.Йони утворюють з водою нестійкі сполуки – гідрати, а з неводними розчинниками – сольвати, причому процеси дисоціації та гідратації відбуваються одночасно.

4.Хімічні властивості йонів відрізняються від хімічних властивостей атомів і молекул.

5.При пропусканні електричного струму через розчин катіони рухаються до катоду, а аніони – до аноду: NаСl = Nа+ + Сl–.

Фактори, що впливають на електролітичну дисоціацію:

1.Природа речовини.

2.Природа розчинника (характеристикою розчинника є діелектрична стала).

3.Температура (із підвищенням температури дисоціація зростає)

4.Концентрація (зі зменшенням концентрації дисоціація

зростає)

КІЛЬКІСНІ ХАРАКТЕРИСТИКИ ПРОЦЕСУ ДИСОЦІАЦІЇ

Для кількісної оцінки процесу дисоціації використовують

(α)

Дисоціація слабких електролітів є оборотним процесом, тому вона підчиняється закону дії мас і характеризується константою дисоціації (чим більше значення константи дисоціації, тим сильніший електроліт).

За значенням константи дисоціації кислоти та основи можна класифікувати:

Для слабких електролітів ступінь дисоціації залежить від концентрації. Згідно закону розбавляння В.Оствальда для бінарних електролітів: Кд = α2С/1-α

Для слабких електролітів з α<1%, це рівняння спрощується: Кд=α2С

ТЕОРІЇ КИСЛОТ ТА ОСНОВ Основні положення теорії сильних електролітів

Сильні електроліти мають ряд особливостей, які були узагальнені у теорії сильних електролітів (Дебай і Хюккель, 1923).

Експериментальні дослідження колігативних властивостей, електропровідності засвідчили, що при збільшенні концентрації сильних електролітів реальна кількість йонів менша, ніж теоретично розрахована, незважаючи на те, що ступінь дисоціації дорівнює 1. Згідно теорії сильних електролітів однією з причин цього явища є взаємодія між окремими йонами, що приводить до утворення так званих "йонних пар".

іонна пара

Для вираження реальної концентрації йонів у розчині було введено поняття еф ек ти в но ї ко нц е н тр а ц ії (а кт и вно ст і ): а = f∙С, де f – коефіцієнт активності, С – розрахована концентрація. Коефіцієнт активності залежить не лише від концентрації певного електроліту, але й від температури і присутності інших електролітів, вплив яких відображений через йонну силу розчину.

Реакції, які супроводжуються переносом протонів (реакції кислот і основ) називаються п р о т о л і з о м або п р о то л іти ч ни м р еа к ц іями , а рівновагу, яка при цьому встановлюється, називають

п р о то л іти ч но ю р ів но в а го ю .

Протони в розчинах вільно існувати не можуть і переходять від кислоти однієї супряженої системи до основи другої супряженої системи, утворюючи нові кислоти і нові основи:

Протолітичні реакції відбуваються у напрямку утворення слабкіших протолітів.

Наприклад, рівновага реакції NH3 + H3O+ ↔ NH4+ + H2O зміщена вправо, оскільки в результаті реакції утворюється слабкіший електроліт – вода.

Речовини, що виявляють двоякі властивості – віддають і приєднують протони – відносять до амфолітів. Згідно протолітичної теорії вода є амфолітом, що пов’язано з її автопротолізом, оскільки

молекула води виступає донором протонів, а інша – акцептором: Н2О + Н2О ↔ Н3О+ + ОН-

У водних розчинах кислот вода виступає основою, яка приймає протони згідно рівняння реакції:

Кількісно стан рівноваги в цій системі характеризується константою рівноваги:

Kр [H 3O ] [CH 3COO ] [H 2O] [CH 3COOH ]

Уживанішою характеристикою сили кислоти є величина рКа - показник константи кислотності, який чисельно дорівнює від'ємному десятковому логарифму константи кислотності:

рКа = -lgКа, а силу основи характеризує величина

рКв = -1g Кв.

Константи кислотності та основності пов’язані між собою:

рКа +рКb = 14

За значеннями констант можна оцінити силу поєднаних кислот і основ (табл. 14). Наприклад, поєднана пара НСО3-/СО32- є слабкою кислотою (рКа = 10,4), але сильною основою (рКb=3,6), тобто йон НСО3- легше приєднує протон, ніж віддає його.

Табл. 14. Найважливіші кислотно-основні пари

Отже, на основі протонної теорії кислот і основ вдалось пояснити і систематизувати ряд хімічних процесів, зокрема реакції нейтралізації та гідролізу солей. Проте вона не пояснює кислотноосновні властивості сполук, які не взаємодіють з протонами. Тому була створена ще одна теорія – електронна теорія кислот і основ

(Льюїс, 1926 р).

ЙОННИЙ ДОБУТОК ВОДИ. ВОДНЕВИЙ ПОКАЗНИК

Вода є речовиною, яка в залежності від умов може бути або кислотою або основою. Такі речовини називаються а м ф о л і т а м и .

2H2O Н3O+ + OH -

H2O Н+ + OH-

За законом дії мас:

Враховуючи, що Кдис води дорівнює 1,8·10–16, а рівноважна концентрація води є величина стала, добуток двох констант буде новою константою:

КН2О = Кдис·Н2О = 1,8·10–16·55,56 = 1·10–14

Постійна КН2О називається й о нни м д о бу тко м во ди . Вказаний добуток за даної температури є величина постійна:

Н+ = ОН– =1·10–7 моль/л.

Зміна концентрації одного йону не може відбуватись без зміни концентрації іншого. Співвідношення концентрацій вільних гідрогента гідроксил-йонів визначає активну реакцію розчину: вільні йони Гідрогену визначають активну кислотність, а вільні гідроксильні йони

– активну лужність середовища.

Розчини, в яких Н+ = ОН– називають нейтральними;

розчини з Н+ > ОН– (>1·10–7 моль/л) називають кислими; з Н+ < ОН– (<1·10–7 моль/л) - лужними.

Враховуючи, що концентрації йонів в розчині є величинами дуже малими (числа з від’ємними показниками ступеня), для характеристики реакції середовища було запропоновано використовувати відповідний показник концентрації йонів – во д н - еви й п о ка з ни к рН (potens hidrojen – «сила Гідрогену») - величина, що чисельно дорівнює від'ємному десятковому логарифму молярної концентрації йонів Гідрогену: рН = -lgН+ і відповідно рОН= -lgОН– .

При 25°С: рН + рОН = 14,

при 36,60С рН + рОН =13,6.

Табл. 15. Значення концентрацій йонів Гідрогену та рН за різних реакцій середовища

Водневий показник широко використовують в діагностичній, санітарно-гігієнічній і фармакологічній практиці для характеристики кислотно-основних властивостей біологічних середовищ, контролю за станом стічних і питних вод, лікарських препаратів. Значення рН фізіологічних рідин наведені в табл. 16.

Табл.16.Значення рН фізіологічних рідин

Для розчинів сильних й слабких кислот і основ величину рН можна розрахувати теоретично, якщо відома концентрація.

Для концентрованих розчинів сильних електролітів замість концентрації використовують активність.

Для розбавлених розчинів сильних електролітів:

Н+ = Са, ОН– = Сb Для розбавлених розчинів слабких кислот:

Н+ =√КдСa, а рН=1/2(рКд-lgCa) Для розбавлених розчинів слабких основ:

ОН- = √КдСb, а рН=14-1/2(рКд+lgCb)

ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ

Г і д р о л і з о м називають обмінну реакцію йонів солі з водою, що призводить до утворення слабких електролітів. Гідроліз характерний для простих і складних ефірів, солей мінеральних і органічних кислот, білків, ліпідів, вуглеводів, нуклеїнових кислот й інших біологічно активних речовин, чим й визначається його важлива роль в біохімічних реакціях, які проходять в живих організмах. Усі солі за походженням поділяють на чотири групи:

1. Солі, утворені сильною основою й сильною кислотою, не зазнають гідролізу, оскільки йони цих солей не утворюють з водою

1.Природа солі. Чим слабша кислота або основа утворюють дану сіль, тим менша константа їх дисоціації, тим більший αг

2.Концентрація солі. Ступінь гідролізу солі, збільшується з розведенням розчину і досягає максимального значення при граничному розведенні.

3.Температура. Гідроліз - процес ендотермічний, тому з підвищенням температури ступінь гідролізу збільшується.

4.Присутність у розчині солі інших електролітів

Константа й ступінь гідролізу пов’язані між собою співвідношенням: Кг = С α2/1-α. При α<<1, рівняння має вигляд:

де Кн2о – йонний добуток води, Ссолі - молярна концентрація солі, моль/л.

За відомими значеннями рКа та концентрацією солі можна обчислити рН:

у розчині солі, утвореної слабкою кислотою

рН = 7+ ½(рКа +lg Cсолі)

у розчині солі, утвореної слабкою основою

рН = 7-½(рКb +lg Cсолі)

Існують два методи вимірювання рН розчинів - колориметричний і потенціометричний. При колориметричному вимірюванні рН застосовуються індикатори, забарвлення яких залежить від рН середовища.

Інструкція для проведення лабораторної роботи

Дослід 1. Методи визначення рН розчинів.

А. Потенціометричне визначення рН розчинів. Ополосніть скляний електрод і електролітичну посудину спочатку дистильованою водою, а потім досліджуваним розчином, наповніть електролітичну посудину досліджуваним розчином, опустіть в неї електрод визначення і проведіть вимірювання рН згідно інструкції до приладу.

Б. Визначення рН розчинів за допомогою універсального індикатора. Краплину досліджуваного розчину нанесіть на смужку паперу універсального індикатора і порівняйте забарвлення паперу зі шкалою універсального індикатора.

В. 12

С. 7

D.1

E.3

3. Визначте рН розчину, якщо Сн+ = 10-1моль/л.

A.1

B.10

C.0

D.13

E.2

4.Обчисліть Сн+ в розчині, рН якого рівне 5.

A.10-9 моль/л

B.10-7 моль/л

C.10-6 моль/л

D.10-5 моль/л

E.10-10 моль/л.

5.Які значення [Н+] і рН мають у кислому розчині?

A.[H+] 10-7; pH 7

B.[H+] 10-7; pH 7

C.[H+] 10-7; pH 7

D.[H+] 10-7; pH 7

E.[H+]=10-7; pH=7

6.Розрахуйте СОН- для розчину рН якого дорівнює 5.

A.10-5

B.10-9

C.10-4

D.10-7

E.10-10

Завдання:

1.Ступінь дисоціації оцтової кислоти у 0,1 М розчині дорівнює 1,32·10-2. Знайти константу дисоціації оцтової кислоти.

2.Розрахувати рН розчину, якщо у 100 мл розчину міститься 0,0049 г сульфатної кислоти.

3.Чому дорівнює рН розчину отриманого змішуванням 100 мл 0,1 М розчину сульфатної кислоти і 100 мл 0,1 М розчину натрію гідроксиду.

4.Напишіть рівняння гідролізу сполук: SnCl2, SiCl4, PCl3.

5.Напишіть молекулярне та йонне рівняння гідролізу Al2(SO4)3

та Al2S3.

Зразок білету для кінцевого контролю знань студентів

2. Знайдіть неправильне твердження.

А. У досліджуваному розчині, де СОН- в 100 разів більша, ніж у чистій воді, рН становить 9.

В. При збільшенні рН на 2 одиниці концентрація йонів Гідрогену збільшиться у 100 разів.

С. При рОН розчину, що дорівнює 12, концентрація йонів Гідрогену становить 0,01 моль/л.

D. рН 0,01 н розчину соляної кислоти становить 2.

Е. Концентрація йонів Гідрогену в розчині, рН якого дорівнює 5

5. Розрахувати концентрацію хлоридної кислоти у шлунковому соку, якщо його рН дорівнює 1,5.

6. Напишіть молекулярне та йонне рівняння гідролізу суміші солей: ZnCl2, Na2CO3.

РЕКОМЕНДОВАНА ЛІТЕРАТУРА

Основна: Мороз А. С. Медична хімія / А. С. Мороз, Д. Д. Луцевич, Л. П. Яворська. – Вінниця: Нова книга – 2006. – С. 129-161.

Додаткова: 1. Левітін Є. Я. Загальна та неорганічна хімія: підручник / Є. Я. Левітін. – Вінниця: Нова книга, 2003. – С. 176-196

2. Загальна та неорганічна хімія: Підручник для студ. вищ. навч. закладів: у 2-х частинах. – Ч.1 / О.М.Степаненко, А.Г.Рейтер, В.М.Ледовських, С.В.Іванов. – К.:Преса, 2002. – 520 с.

ТЕМА 6: БУФЕРНІ СИСТЕМИ ТА ЇХ БІОЛОГІЧНА РОЛЬ

АКТУАЛЬНІСТЬ ТЕМИ. Значення рН внутрішніх середовищ характеризується постійністю і стійкістю. У процесі обміну речовин у різних органах безперервно утворюється продукти кислотного і основного характеру. При нормальному функціонуванні організм успішно справляється з кислотно-основними коливаннями і підтримує стале рН внутрішнього середовища за допомогою фізіологічних (нирки, печінка, легені) і фізико-хімічних (буферні системи) механізмів компенсацій. Зміна рН біологічних рідин свідчить про проходження патологічних процесів, що може служити діагностичною ознакою деяких захворювань. Тому вивчення складу буферних систем, механізмів їх дії сприяє глибшому пізнанню біологічних процесів.

ТРИВАЛІСТЬ ЗАНЯТТЯ: 2 год

НАВЧАЛЬНІ ЦІЛІ ЗАНЯТТЯ

Мати поняття про:

буферні системи крові

кислотно-основний стан крові

Знати:

класифікацію буферних систем

рівняння Генденсона-Гассельбаха

механізм буферної дії

Вміти:

визначати співвідношення компонентів гідрокарбонатної, фосфатної буферних систем, при якому рН буферної системи дорівнює рН крові

проводити розрахунки рН буферних систем

визначати зміну рН буферних розчинів при додаванні до них невеликих кількостей розчинів сильних кислот або лугів

визначати буферну ємність сироватки крові за кислотою та за лугом

ПОРАДИ СТУДЕНТУ

Підготуйте питання до практичного заняття і виконайте вказівки до них.

Теоретичні відомості з теми БУФЕРНІ РОЗЧИНИ, ЇХ КЛАСИФІКАЦІЯ

Буф ер ни ми си ст ема ми називаються розчини, які здатні достатньо стійко підтримувати рН при додаванні до них невеликої кількості кислоти або лугу, а також при розбавленні. Здатність стійко зберігати рН сталим називається бу фер но ю д і єю .

За складом серед буферних систем виділяють суміші, що містять:

слабку кислоту та її сіль, утворену сильною основою (ацетатний буфер СН3СООН + СН3СООNа);

слабку основу та її сіль, утворену сильною кислотою;

солі багатоосновних кислот (фосфатний буфер NаН2РО4 + Nа2НРО4);

сильну або слабку кислоту (кислотний компонент) і гліцин або луг (основний компонент) (НСІ + NH2CH2COOH).

За діапазоном рН буферні системи поділяють на два типи:

І. Кислотні буферні системи (бікарбонатна Н2СО3 + NаНСО3,

фосфатна NaH2PO4+Na2HPO4).

ІІ. Основні буферні системи (амоніачна NН4ОН + NН4Сl). Кожна буферна система підтримує певне значення рН. Рівняння

Гендерсона-Гассельбаха дозволяє розрахувати рН буферних систем:

Для кислотних буферних систем:

При виготовленні буферних розчинів з заданим рН для розрахун-

ку кількості компонетів використовують нелогарифмічну формулу:

З рівняння Гендерсона-Гассельбаха випливає ряд висновків.

1. рН буферних розчинів залежить від від’ємного логарифма константи дисоціації слабкої кислоти рКа чи основи рКв і співвідношення концентрацій компонентів, але практично не залежить від розведення розчину водою. Проте при концентраціях компонентів вище 0,1 моль/л слід враховувати коефіцієнти активності йонів системи.

2. Рівняння Гендерсона-Гассельбаха дозволяє розрахувати рН буферного розчину, якщо відомі концентрації компонентів, а також співвідношення компонентів буферної суміші для приготування розчину з заданим значенням рН.

МЕХАНІЗМ ДІЇ БУФЕРНИХ СИСТЕМ

слабкої кислоти (СН3СООН). З іншого боку, підвищення кількості оцтової кислоти, яке відбулось в результаті додавання НСl зменшує ступінь дисоціації СН3СООН, тому рН буферного розчину практично не змінюється.

Після додавання сильної кислоти до буферного розчину, його рН розраховується за формулою:

pH рKа lg Nк ти Vк ти NHCl VHCl

Nсолі Vсолі NHCl VHCl

При додаванні до ацетатної буферної системи помірних кількостей лугу, рН розчину також змінюється незначно, тому що протікає реакція

СН3СООН + NаОН СН3СООNа + Н2О СН3СООН + ОН– СН3СОО– + Н2О

У результаті якої луг (NаОН) замінюється еквівалентною кількістю солі. Інакше кажучи, сильна основа замінюється еквівалентною кількістю слабкої спряженої основи (СН3СОО–).

У процесі цієї реакції зменшується концентрація кислоти, але рН розчину не змінюється, оскільки за рахунок потенціальної кислотності утворюються нові йони Н+ і СН3ООО– .

Після додавання лугу рН буферного розчину розраховується за формулою:

pH рKа lg Nк ти Vк ти NNaOH VNaOH

Nсолі Vсолі NNaOH VNaOH

При додаванні ж великих кількостей кислоти, або лугу змінюється співвідношення концентрацій компонентів буферу і рН змінюється чутливіше.

Аналогічний механім дії й інших буферних систем. Наприклад, для білкового буферу, утвореного кислотною та сольовою формами білка, при додаванні сильної кислоти йони Н+ зв’язуються сольовою формою

білка:

R-CH-COO- + H+ → R-CH-COOH

Кількість слабкої кислоти при цьому незначно збільшується, а сольової форми білка – еквівалентно зменшується. Тому рН залишається практично постійним. При додаванні лугу до цього буферного розчину йони Н+, зв’язані в кислотній формі білка вивільнюються й нейтралізують додані йони ОН-.

Кількість сольової форми білка при цьому незначно збільшується, а кислотної форми еквівалентно зменшується , тому рН практично не змінюється.

Отже, буферна дія розчину зумовлена зміщенням кислотноосновної рівноваги за рахунок зв’язування доданих йонів Н+ чи ОН- у результаті реакції цих йонів і компонентів буферної системи з утворенням малодисоційованих продуктів.

Вплив розведення буферних систем на рН. Збереження постійності рН буферних розчинів при розведенні пояснюється тим, що концентрація водневих йонів залежить не від концентрації компонентів, а від їх співвідношення. При розведенні концентрація обох компонентів змінюється однаково, а їх співвідношення залишається незмінним. Незначне збільшення рН пояснюється тим, що зростає ступінь дисоціації солі, який подавляє дисоціацію оцтової кислоти, що приводить до незначного зниження кислотності і збільшення рН.

БУФЕРНА ЄМНІСТЬ

Буферні системи можуть підтримувати постійність значень рН розчинів до певної межі. Зміщення рН буферних систем залежить від кількості доданих до них кислоти або основи.

Здатність буферних систем протидіяти зміщенню рН вимірюється буферною ємністю. Б уфер на єм ні ст ь - це кількість мольеквівалентів сильної кислоти або лугу, які необхідно додати до 1 л буферного розчину, щоб змістити рН на одиницю. За о ди ни ц ю буф ер -

но ї єм но с ті приймають ємність такого розчину, для зміни рН якого на одиницю потрібне введення сильної кислоти або лугу в кількості 1 моль-еквівалент на 1 л рочину.

Розраховують за формулою:

B C , де В - буферна ємність p H p H0

С - кількість моль-еквівалентів сильної кислоти або лугу; рН0 - водневий показник до додавання кислоти або лугу; рН - водневий показник після додавання кислоти або лугу.

Для визначення буферної ємності розчинів за кислотою або за лугом відбирають піпеткою певний об'єм досліджуваного розчину, додають відповідний індикатор і титрують розчином сильної кислоти або лугу до зміни забарвлення індикатора.

Буферну ємність розраховують за формулами:

Вл - буферна ємність за лугом; Вк - буферна ємність за кислотою; Vб - кількість мл буферного розчину, який беруть для титрування;

Nл ·Vл - кількість моль-еквівалентів лугу; Nк·Vк – відповідно, кислоти.

На буферну ємність розчинів впливають:

1.Концентрація буферного розчину. Чим вища концентрація буферного розчину, тим більша його буферна ємність. Концентрація виражається числом моль-еквівалентів буферного розчину на 1 л.

2.Співвідношення концентрацій компонентів буферного розчину. Буферна ємність буде однаковою як за кислотою так і за лугом, якщо співвідношення компонентів рівне одиниці. За такого співвідношення концентрацій рН розчину змінюється меншою мірою, ніж при інших, а, отже, буферна ємність максимальна при рівних концентраціях компонентів буферної системи й зменшується з відхиленням від цього співвідношення.

Робоча ділянка буферної системи становить приблизно одну

одиницю рН з кожного боку від рКа. Інтервал рН = рКа 1 називається зо но ю бу фер но ї ді ї . Поза цим інтервалом буферна ємність швидко падає до 0.

БУФЕРНІ СИСТЕМИ ОРГАНІЗМУ

Постійність рН біологічних рідин (гомеостаз) пояснюється наявністю фізико-хімічних та фізіологічних механізмів регуляції кислотно-основної рівноваги в організмі.

Регуляторними системами, які забезпечують постійність рН кро-

ві є:

1)буферні системи (рН стабілізується за 30 сек) –

гідрогенкарбонатна (Н2СО3 + NаНСО3), фосфатна (NаН2РО4 +Nа2НРО4), білкова (РrоtСООН + РrоtОООNа), гемоглобінова (ННв + КНв), оксигемоглобінова (ННвО2 + КНвО2);

2)діяльність легень (~1-3 хв необхідно легеням для того, щоб знищити найменшу зміну рН);

3)видільна функція нирок (~ 20 год необхідно ниркам для того, щоб стабілізувати рН).

Гі д р о г е н к а р б о н а т н и й є найважливішим позаклітинним буфером, на частку якого припадає 35% буферної дії плазми і лише 18% буферної дії еритроцитів. При значенні рН плазми крові 7,40

співвідношення компонентів його Н2СО3/НСО3 - складає 1/20.

У процесі обміну речовин в організмі людини утворюються невеликі кількості кислих продуктів. Всі кислоти, які утворюються в організмі, потрапляють у кров і нейтралізуються бікарбонатним буфером:

NаНСО3 + НСl NаСl + Н2СО3 НСО3– + Н+ Н2СО3

Надлишок карбонатної кислоти розкладається до СО2 і Н2О за участі фермента карбоангід-рази.СО2 переноситься кров'ю в легені і виділяється. Концентрація бікарбонату крові при цьому зменшується, але рН крові залишається постійним, оскільки одночасно збільшується об'єм легеневої вентиляції і зменшується кількість СО2. Тому відношення Н2СО3/NаНСО3 залишається постійним. Якщо має місце збільшення в крові продуктів основного характеру (наприклад, амоніачних солей), вони нейтралізуються карбонатною кислотою:

Н2СО3 + NаОН NаНСО3 + Н2О Н2СО3 + ОН– НСО3– + Н2О

що приводить до збільшення концентрації бікарбонату. При цьому відбувається зменшення легеневої вентиляції. Карбон (IV) оксид нагромаджується в організмі, буферне відношення Н2СО3/NаНСО3, залишається постійним і рН крові теж.

Запас бікарбонату в крові (NаНСО3), який являє собою хімічно зв'язану карбонатну кислоту, називається л у ж ни м р е з ер во м кр о ві . У нормі лужний резерв крові складає 50-65% (25-30 ммоль/л). Завдяки лужному резерву, організм звільняється від надлишку кислот, які утворюються при обміні речовин.

Іноді при патологічних процесах в організмі утворюються кислі продукти обміну, які понижують лужний резерв організму. При пониженні лужного резерву до 46% відбувається компенсований ацидоз, а при підвищенні до 75% - компенсований алкалоз. рН крові при цьому не змінюється. Особливо тяжкі форми ацидозу і алкалозу викликають зміну рН крові. У цих випадках може мати місце некомпенсований ацидоз і алкалоз.

Ф о с ф а т н и й б уф ер складається з дигідро- і гідрофосфату натрію (NаН2РО4 + Nа2НРО4) і є головним внутрішньоклітинним буфером тканин.

Він складає основу буферної системи тканин (особливо нирок) і деяких біологічних рідин (сеча та ін.). Фосфатний буфер має вищу ємність за кислотою, ніж за лугом. Тому він ефективно нейтралізує кислі метаболіти, що надходять у кров, наприклад, молочну кислоту (Hlac): НРО42- + НLac Н2РО4- + Lac-. Однак буферна ємність даної системи за кислотою і лугом не настільки великі, як у гідрогенкарбонатної у зв’язку з малим вмістом фосфатів у плазмі крові (5% загальної буферної дії крові). Співвідношення компонентів при рН крові 7,40 становить:

NaH2PO4 1

Na2HPO4 4

Механізм дії зводиться до таких реакцій:

Н2РО4– + ОН– НРО42– + Н2О НРО42– + Н+ Н2РО4–

У першому випадку сильна основа замінюється на двозаміщену сіль, у другому - сильна кислота замінюється еквівалентною кількістю слабкої кислоти і рН практично не змінюється.

Склад б і л к о в и х б уферних систем може бути виражений таким чином РrоtСООН + РrоtСООNа. Завдяки білкам всі клітини і тканини організму мають певну буферну дію:

РrоtСООН + ОН– РrоtСОО– + Н2О РrоtСОО– + Н+ РrоtСООН

Білковий буфер діє аналогічно іншим буферним системам: сильна основа (ОН–) замінюється слабкою спряженою основою (РrоtСОО–), а сильна кислота (Н+) - слабкою (РrоtСООН), тому рН

практично не змінюється. При рН = 7,40 білки плазми здатні зв'язати 18 ммоль основ на 1 г плазми.

До буферних систем крові належить також гемоглобінова (ННв + КНв) і, оксигемоглобінова (ННвО2 + КНвО2), вони володіють найбільшою дією (75%).

Буферна дія гідрокарбонатної, гемоглобінової і оксигемоглобінової систем тісно пов'язана з дихальною функцією крові.

Д и х а л ь но ю фу нкц іє ю кр о ві називається здатність крові транспортувати кисень від легень до тканин і СО2, від тканин до легень.

За своєю силою карбонатну, оксигемоглобінову і гемоглобінову кислоти можна розмістити в ряд: ННвО2 > Н2СО3 > ННв

У легенях протікає процес: ННв + О2 ННвО2 Слабка кислота, за рахунок приєднання кисню перетворюється в

сильну. Оксигемоглобін як сильніша кислота витісняє карбонатну кислоту з її солі:

ННвО2 + КНСО3 КНвО2 + Н2СО3

Утворена карбонатна кислота швидко розкладається за участю фермента карбоангідрази і СО2 виділяється легенями в навколишнє середовище, а кисень у вигляді калієвої солі оксигемоглобіну артеріальною кров'ю транспортується в тканини організму, де відбувається його дисоціація:

КНвО2 КНв + О2

Кисень із еритроцитів поступає в тканини, де витрачається в реакціях окиснення. У результаті обміну речовин в тканинах утворюється дуже багато СО2 і підвищується концентрація карбонатної кислоти:

СО2 + Н2О Н2СО3 (під впливом карбоангідрази) Карбонатна кислота, як більш сильна, витісняє гемоглобін з його

солі, тому нагромадження кислоти не відбувається, оскільки вона зв'язується в гідрогенкарбонат:

Н2СО3 + КНв КНСО3 + ННв Гемоглобін і гідрогенкарбонат переносяться венозною кров'ю до

легенів, де процес повторюється.

КИСЛОТНО-ОСНОВНИЙ СТАН КРОВІ

Кислотно-основна рівновага є однією з найважливіших характеристик внутрішнього середовища організму. Ки сло тно -

о сно вно ю р ів но ва го ю називають співвідношення концентрацій гідроген- і гідроксил-йонів у біологічному середовищі.

Знаючи рН крові (7,40) і величину йонного добутку води при температурі людського тіла Н+ · ОН– = 10–13,55 можна розрахувати концентрацію кожного з йонів і знайти їх співвідношення:

тобто концентрація йонів Гідрогену в організмі людини приблизно в 17 разів менша від концентрації гідроксильних йонів.

Не дивлячись на те, що в процесі обміну речовин постійно утворюють продукти кислого й основного характеру, рН крові практично залишається незмінним. Це має дуже важливе значення, оскільки організм людини надзвичайно чутливий до зміни рН.

Для корекції кислотно-основної рівноваги у клініці при ацидозі використовують 4%-вий розчин натрію гідрогенкарбонату внутрішньовенно. Корекція при алкалозі складніша. У простіших випадках коригують 5%-вим розчином аскорбінової кислоти.

Основну частину білків плазми крові (90%) становлять альбуміни й глобуліни. Буферна ємність, що зумовлена білками плазми, залежить від концентрації білків, їх вторинної й третинної структури, числа вільних протоно-акцепторних груп. Ця система може нейтралізувати як кислі, так й основні продукти. Ізоелектричні точки цих білків знаходяться у діапазоні рН 4,9-6,3, тому за фізіологічних умов при рН = 7,4 білки перебувають перважно в основній формі, тому буферна ємність їх значно вища за кислотою й становить для альбумінів 10 ммоль/л, а для глобулінів - 3 ммоль/л.

Буферна ємність вільних амінокислот плазми крові незначна як за кислотою, так і за лугом. Це пов’язано з тим, що майже всі амінокислоти мають значення рКа далекі від рКа = 7. Тому при фізіологічному значенні рН їх потужність мала. Практично тільки одна амінокислота – гістидин (рКа=6,0) має значну буферну дію при значеннях рН, близьких до рН плазми крові. Отже, потужність буферних систем плазми крові зменшується в ряду:

НСО3-/СО32-> білки > НРО42-/Н2РО4- >амінокислоти

У внутрішньому середовищі еритроцитів у нормі рН становить 7,25, який підтримується за рахунок гідрогенкарбонатної, фосфатної, гемоглобінової й оксигемоглобіневої систем. Крім того, в еритроцитах білкова система гемоглобін-оксигемоглобін відіграє важливу роль у процесі дихання – транспортна функція щодо переносу кисню до тканин і органів й видаленню з них метаболічного СО2.