Материал: Химия Часть 3

Эритроциты

Во внутренней среде эритроцитов норме соответствует рН = 7,25. Здесь также действуют гидрокарбонатная и фосфатная буферные системы. Однако их мощность отличается от таковой в плазме крови. Кроме того, в эритроцитах большую роль играет белковая система гемоглобин-оксигемоглобин, на долю которой приходится около 75% всей буферной емкости крови.

Гемоглобин является слабой кислотой (= 8,2) и диссоци-ирует по уравнению:

HHb ⇄ H⁺ + Hb^

При физиологическом значении рН = 7,25 этот описывается уравнением Гендерсона-Гассельбаха:

,

из которого видно, что:

.

Таким образом, при рН = 7,25 кислота HHb диссоциирована только на 10% и концентрация солевой формы гемоглобина (Hb^) значительно меньше, чем концентрация кислоты (HHb).

Система HHb/Hb^ может активно нейтрализовать кислые и основные продукты метаболизма, однако обладает более высокой емкостью по щелочи, чем по кислоте.

В легких гемоглобин реагирует с кислородом. При этом образуется оксигемоглобин HHbО₂:

HHb + O₂ ⇄ HHbО₂,

который переносится артериальной кровью в капиллярные сосуды, откуда кислород попадает в ткани.

Оксигемоглобин  слабая кислота (= 6,95), но существенно более сильная, чем гемоглобин (= 8,2). При физиологическом значении рН = 7,25 кислотно-основному равновесию:

HHbО₂ ⇄ H⁺ + HbО₂^

соответствует уравнение Гендерсона-Гассельбаха:

.

Отсюда можно заключить, что С(HbО₂^)/С(HHbО₂) = 2:1 и доля продиссоциировавших молекул HHbО₂ составляет примерно 65%.

При добавлении кислот нейтрализовать ионы H⁺ в первую очередь будут анионы гемоглобина Hb^:

Hb^ + H⁺ ⇄ HHb,

так как они имеют большее сродство к протону, чем ионы HbO₂^.

При действии оснований в первую очередь будет реагировать более сильная кислота оксигемоглобин HHbO₂:

HHbO₂ + OH^ ⇄ HbO₂^ + H₂O,

однако и кислота гемоглобин также будет участвовать в нейтрализации поступающих в кровь ионов OH^:

HHb + OH^ ⇄ Hb^ + H₂O.

Система гемоглобин-оксигемоглобин играет важную роль как в процессе дыхания (транспортная функция по переносу кислорода к тканям и органам и удалению из них метаболического СО₂), так и в поддержании постоянства рН внутри эритроцитов, а в результате и в крови в целом.

В организме человека все буферные системы взаимосвязаны. Так, в эритроцитах гемоглобин-оксигемоглобиновая буферная система тесно связана с гидрокарбонатной буферной системой. Поскольку внутри эритроцитов рН равен 7,25, то соотношение концентраций соли (НСО₃^) и кислоты Н₂СО₃ здесь несколько меньше, чем в плазме крови. Действительно, из уравнения Гендерсона-Гассельбаха следует, что в эритроцитах C(НСО₃^)/С(Н₂СО₃) = 14:1. Тем не менее, несмотря на то, что буферная емкость этой системы по кислоте внутри эритроцитов несколько меньше, чем в плазме, она эффективно поддерживает постоянство рН.

Фосфатная буферная система играет в клетках крови гораздо более важную роль, чем в плазме крови. Прежде всего это связано с тем, что в эритроцитах содержится большое количество неорганичес-ких фосфатов, главным образом, KH₂PO₄ и K₂HPO₄. Кроме того, большую роль в поддержании постоянства рН имеют эфиры фосфорных кислот  главным образом, фосфолипиды, составляющие основу мембран эритроцитов.

Фосфолипиды являются относительно слабыми кислотами. Значения фосфатных групп находятся в пределах от 6,8 до 7,2. Следовательно, при физиологическом значении рН = 7,25 фосфоли-пиды мембран эритроцитов находятся как в виде неионизированных, так и в виде ионизированных форм, т.е. в виде слабой кислоты и ее соли. При этом соотношение концентраций соли и кислоты приблизительно составляет (1,54):1. Таким образом, сама мембрана эритроцитов обладает буферным действием и поддерживает посто-янство рН внутренней среды эритроцитов.

В случаях, когда буферная и выделительная защита организма исчерпывает свои возможности и развивается тяжелая форма ацидоза (алкалоза), прибегают к медикаментозному подавлению этих наруше-ний. Так, при газовой форме ацидоза внутривенно вводят препараты основного характера, представляющие собой соли слабых кислот: 4%-й раствор NaHCO₃, раствор натриевой соли лимонной кислоты  цитрат натрия (Na₃Cit) и др., которые нейтрализуют избыточную кислотность, связывая ионы H⁺ в слабые кислоты:

H⁺ + HCO₃^ H₂CO₃ H₂O + CO₂

Ликвидацию метаболической формы ацидоза также проводят пу-тем введения солей слабых кислот и других препаратов, обладающих свойством проходить через фосфолипидные мембраны.

При алкалозе вводят растворы слабых кислот, например, 4%-й раствор аскорбиновой кислоты.

Однако перечисленные методы медикаментозного вмешательства не имеют, строго говоря, лечебного эффекта: они позволяют лишь «выиграть время» для более детального установления причин возник-новения отклонений и назначения курса лечения или профилактики.

Буферные системы слюны

Поддержание постоянства pH слюны в пределах нормы (6,35-6,85) обеспечивается, главным образом, тремя буферными системами: гидрокарбонатной, фосфатной и белковой. Главную роль в нейтрализации кислотно-основных метаболитов играет гидрокарбо-натная буферная система, которая обеспечивает 80% буферной емкости слюны. Второй по значимости является фосфатная система, третьей  белковая. Буферная емкость слюны может варьировать и зависит от характера питания, состояния желудочно-кишечного тракта и других факторов.

Эталоны решения задач

1. Вычислить рН буферного раствора, в 100 мл которого содержится 1,2 г уксусной кислоты и 5,88 г ацетата калия, если для уксусной кислоты = 4,74.

Решение.

Молярные концентрации кислоты и соли в буферном растворе равны:

;

.

Подставив эти значения в уравнение (7), получим:

2. Рассчитать рН буферной смеси, если для ее приготовления были взяты растворы муравьиной кислоты и формиата натрия одинаковой молярной концентрации в соотношении 7:3. (НСООН) = 1,810^4.

Решение.

Так как молярные концентрации кислоты и соли равны, то при расчете pH по формуле (5) можно использовать только объемное соотношение компонентов:

.

3. Рассчитать значение pH буферного раствора, полученного при сливании 20 мл раствора аммиачной воды с С(NH₃·H₂O) = 0,02 моль/л и 10 мл раствора хлорида аммония с С(NH₄Cl) = 0,01 моль/л. (NH₃·H₂O) = 1,8·10⁻⁵. Найти рН буфера, разбавленного в 5 раз.

Решение.

В случае буферной системы II типа pH раствора рассчитывают по уравнению (6):

.

Подставив соответствующие значения, получим:

.

При разбавлении рН буферных растворов не изменяется. Следовательно, рН буферного раствора, разбавленного в 5 раз, будет равен 9,86.

4. Буферный раствор получен сливанием 100 мл раствора СН₃СООН с С(СН₃СООН) = 0,02 моль/л и 50 мл раствора CH₃COONa с С(CH₃COONa) = 0,01 моль/л. (СН₃СООН) = 1,810^5. Рассчитать:

а) рН полученного буфера;

б) изменение рН буфера при добавлении 5 мл раствора HCl c C(HCl) = 0,01 моль/л.

в) буферную емкость раствора по щелочи.

Решение.

Для расчета рН полученного буфера воспользуемся формулой (5):

При добавлении кислоты протекает реакция:

СН₃СОONa + HCl CH₃COOH + NaCl,

в результате которой изменяются количества компонентов буферной системы.

С учетом соотношения n(x) = C(x)V(x) уравнение (7) может быть представлено в виде:

.

Так как количества прореагировавших и образовавшихся веществ равны, то изменение количеств кислоты и соли в буферном растворе составит одну и туже величину x:

,

.

В исходной буферной смеси количества компонентов составляют:

;

.

Найдем величину x:

.

Отсюда:

.

Таким образом, разность значений рН составит , т.е. изменение рН пренебрежимо мало.

Буферная емкость раствора по щелочи определяется количеством эквивалента щелочи n(x) (для однокислотного основания  n(x)), добавление которого к 1 л раствора увеличивает pH раствора на 1 единицу.