Буферные растворы

1.

ОМСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ
МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ
Кафедра химии
Буферные растворы
1. Протолитическая теория кислот и оснований.
2. Классификация буферных систем.
3. Механизм буферного действия.
4. Водородный показатель среды буферных
растворов.
5. Буферная емкость.
6. Буферные системы крови.
Лектор: доктор биологических наук, профессор,
зав. кафедрой химии Ирина Петровна Степанова

2.

Протолитическая теория кислот и
оснований
Arrhenius, 1884 г. (ТЭД):
кислота
–
это
электролит,
диссоциирующий
с
образованием
протона H+; основание
–
с
образованием
гидроксид-аниона OH-.
Положения ТЭД справедливы
только для водных растворов и
не объясняют поведения веществ
в неводных средах. Например:
хлорид аммония (NH4Cl) в водном
растворе ведет себя как соль, а в
жидком
аммиаке
проявляет
свойства кислоты – растворяет
металлы с выделением водорода.
Как основание ведет себя азотная
кислота,
растворенная
в
безводной серной кислоте.

3.

Протолитическая теория кислот и
оснований
Lewis
1875 – 1946
1923 г.
1923 г.

4. Протолитическая теория кислот и оснований

Основные положения теории
1. Кислота – частица (молекула или ион),
отдающая протон в данной реакции, т.е.
донор H+.

5. Протолитическая теория кислот и оснований

1. Кислота – частица (молекула или ион),
отдающая протон в данной реакции, т.е.
донор H+.

6. Протолитическая теория кислот и оснований

Физиологически важные кислоты:
• угольная кислота (H2CO3)
• фосфорная кислота (H3PO4)
• пировиноградная кислота (C3H4O3)
• молочная кислота (C3H6O3)
Молочная к-а
Пировиноградная
к-та
6
Фосфорная кислота

7. Протолитическая теория кислот и оснований

2. Основание – частица (молекула или ион),
присоединяющая протон в данной реакции,
т.е. акцептор H+.

8. Протолитическая теория кислот и оснований

2. Основание – частица (молекула или ион),
присоединяющая протон в данной реакции,
т.е. акцептор H+.

9. Протолитическая теория кислот и оснований

Физиологически важные основания:
• Гидрокарбонат-ион (HCO3- )
• Гидрофосфат-ион (HPO4-2 )
Гидрофосфат
9

10. Протолитическая теория кислот и оснований

3. Кислота и основание связаны в
сопряженную пару протолитов, частицы
которой отличаются по составу на один
передаваемый протон (H+):
кислота
основание + Н+
Например:
Основание (1)
+
NH 4
NH
+
H
3
Кислота (2)
Кислота (1) Основание (2)

11.

Протолитическая теория кислот и оснований

12. Протолитическая теория кислот и оснований.

4.
Сильной
сопряженной
кислоте
соответствует
слабое
сопряженной
основание, и наоборот:
+
HCl
H + Cl
сильная к-та
слабое осн-е
+
CH3COOH
CH 3COO + H
слабая к-та
сильное основание

13. Протолитическая теория кислот и оснований.

5. Кислоты-протолиты делят на 3 класса:
a) нейтральные HNO3
+
+
H + NO3
+
H + NH 3
b) катионные
NH4
c) анионные
+
2
HSO4
H
+
SO
4

14.

Протолитическая теория кислот и оснований.
Основания-протолиты также делятся на
3 класса:
a) нейтральные
NH3 + Н+
b) катионные
FeOH+
c) анионные
Сl-, CH3COO-
СН3СОО- + Н+
СН3СООН
NH4+

15.

Протолитическая теория кислот и оснований.
6.
Амфолиты
–
протолиты,
способные как принимать, так и
отдавать протоны:
+
H 2O
H + OH
Кислота
Основание
+
H2O + H
H 3O
+
Основание
Кислота
Кис
лота
Осно
вание
Сопряж.
осн-е
Сопряж.
К-та

16. Константа кислотности.

7. Количественно сила кислот-протолитов
характеризуется вероятностью переноса
протона от кислоты к воде как основанию и
оценивается
величиной
константы
кислотности (Ка).
Величина
Ка характеризует
момент
химического
равновесия
в
процессе
переноса протона и определяется на
основании закона действующих масс.

17. Протолитическая теория кислот и оснований

Пример:
+
CH3COOH + H 2O
CH 3COO + H 3O
[CH 3COO ] [ H 3O ]
К равн
[CH 3COOH ] [ H 2O]

18. Протолитическая теория кислот и оснований

Перемножим обе части уравнения на постоянную
величину молярной концентрации воды:
[CH 3COO ] [ H 3O ] [ H 2O ]
К равн [ H 2O ]
,
[CH 3COOH ] [ H 2O ]
[CH 3COO ] [ H 3O ]
К равн [ H 2O ]
,
[CH 3COOH ]
К a K равн H 2O
Таким образом, чем выше концентрация
частиц продуктов протонного переноса, тем
больше значение Ка, а значит, тем сильнее
кислота-протолит, и наоборот.

19. Протолитическая теория кислот и оснований

На практике используют показатель
константы кислотности (pKa):
pK a = - lgK a
Чем меньше значение pKa, тем сильнее
кислота, и наоборот.

20. Протолитическая теория кислот и оснований

Например:
1) Ka(HCl)=103
pKa(HCl) = -3 (сильная кислота)
2) Ka(CH3COOH) = 1,75∙10-5
pKa= 4,75 ( слабая кислота)
0.1 M HCl
0.1 M CH3COOH
Протолитическая
теория
позволила
выявить разницу в
силе
минеральных
кислот,
а
также
объяснить
кислотно-основные
свойства
органических
веществ.

21.

Буферные системы
Постоянство кислотности сред, наряду с
физиологическими механизмами поддерживается
буферными системами организма.
Буферными называют системы,
состоящие из двух сопряженных
компонентов, способных до определенного
предела противодействовать изменению
рН среды при добавлении к ним небольших
количеств кислоты и щелочи, а также при
разбавлении раствора или
концентрировании.

22.

Классификация буферных систем

23.

Классификация буферных систем
Способность буферных систем
сохранять постоянство pH называется
буферным действием.
По составу, с точки зрения протонной
теории, буферные системы делят на кислые
и основные.

24.

Классификация буферных систем
Кислые буферные системы состоят из
слабой кислоты и сопряженного с ней
избытка сильного основания, создаваемого
солью этой кислоты.
Например: ацетатная буферная система:
СН3СООН – слабая кислота;
СН3СООNa – растворимая соль (содержит
сопряженное сильное основание СН3СОО- ).

25.

Классификация буферных систем
Карбонатная буферная система:
Н2СО3
NaНСО3
Фосфатная буферная система:
NaН2РО4
Na2НРО4
Белковая буферная система:
Белок-Н или Prot-Н
Белок-Na
Prot-Na

26.

Классификация буферных систем
Основные буферные системы состоят из
слабого основания и сопряженного с ним
избытка сильной кислоты, создаваемого
солью этого основания.
Например, аммиачная буферная система:
NН4ОН – слабое основание;
NН4Сl – растворимая соль (содержит
сопряженную сильную кислоту NН4+).

27.

Классификация буферных систем
Буферные системы в растворенном
состоянии образуют буферные растворы.
Буферные растворы, в
отличие от буферных
систем, могут быть
многокомпонентными.
Кровь относят к
буферным растворам.

28. Механизм буферного действия

Механизм буферного действия можно
рассмотреть на примере ацетатной
буферной системы:
СН3СООН
СН3СОО- + Н+
СН3СООNa
СН3СОО- + Na+

29.

Механизм буферного действия
При добавлении сильной кислоты,
например HCl, в реакцию с ней вступает
компонент буферной системы, выполняющий
роль сопряженного основания:
СН3СОО– + Н+ → СН3СООН
СН3СООNa + НСl → СН3СООН + NaСl
То есть, избыток ионов Н+ связывается в
малодиссоциирующее соединение – слабую
кислоту – СН3СООН.

30. Механизм буферного действия

При добавлении сильного основания,
например NaОН, в реакцию с ним вступает
компонент буферной системы – слабая
кислота:
СН3СООН + ОН- → СН3СОО- + Н2О
СН3СООН + NaОН → СН3СООNa + Н2О,
То есть, избыток ионов ОН– связывается
в малодиссоциирующее соединение – Н2О.

31.

Механизм буферного действия
Таким образом, постоянство pH
поддерживается за счет того, что избыток
свободных ионов H+ или OH- связывается
одним из компонентов буферной системы в
малодиссоциирующее соединение.

32.

Водородный показатель среды буферных
растворов
Кислая среда
(С(H+) > С(OH-)
0
2
4
pH шкала
5
7
Щелочная среда
С(H+) < (СOH-)
9
10
12
14
Нейтральная
среда
Слабощелочная
среда
Сильнокислая
среда
Слабокислая
среда
Сильнощелочная
среда

33. Водородный показатель среды буферных растворов

В основе расчета pH буферных систем
лежит закон действующих масс для
кислотно-основного равновесия.
Вывод этого уравнения можно показать
на примере ацетатной буферной системы:
СН3СООН
СН3СОО- + Н+,
СН3СООNa
СН3СОО- + Na+.

34.

Водородный показатель среды
Константа кислотности кислотно-основного
равновесия диссоциации уксусной кислоты
равна:
H CH COO
K
3
CH 3COOH
CH 3COOH
Отсюда:
H K
a
a
CH COO
3

35.

Водородный показатель среды
Согласно принципу Ле Шателье-Брауна,
присутствие в растворе СН3СООNa создается
избыток ацетат-ионов СН3СОО- и кислотноосновное равновесие диссоциации уксусной
кислоты СН3СООH сдвинуто влево.
В результате из 10 тысяч молекул СН3СООH
диссоциирует только одна. Поэтому:
[СН3СООН] = [кислота],
[СН3СООNa] = [СН3СОО-] = [соль]

36.

Водородный показатель среды
Уравнение принимает вид:
кислота
H Ka
соль
Уравнение в логарифмической форме:
[соль]
lg[ H ] lg Ка lg
[кислота ]
lg H pH
lg Ка pK а

37.

Водородный показатель среды
Уравнение Гендерсона-Гассельбаха для
кислых буферных систем:
[соль]
pH pK а lg
,
[кислота ]
где pH водородный показатель среды,
pK а показатель кислотности слабой кислоты,
[соль]
буферное соотношение.
[кислота ]

38.

Водородный показатель среды
Уравнение Гендерсона-Гассельбаха для
основных буферных систем:
[соль]
pH 14 pK b lg
,
[основание]
где pK b показатель константы
основности слабого основания.

39.

Водородный показатель среды
При разбавлении водой или
концентрировании меняются концентрации
компонентов в одинаковой степени,
соотношение же этих концентраций остается
постоянным, поэтому рН в определенных
пределах не меняется.

40.

Водородный показатель среды
Рабочие формулы уравнения ГендерсонаГассельбаха:
1
C соль V соль
z
pH pK a lg
, где
1
C кислота V кислота
z
1
1
C соль , C кислота молярные концентрации
z
z
эквивалент ов соли и кислоты, мольдм 3 ,
V соль , V кислота объемы соли и кислоты, см 3 ,
соответственно.

41.

Водородный показатель среды
1
C соль V соль
z
pH 14 pKb lg
, где
1
C основание V основание
z
1
1
C соль , C основание молярные концентрации
z
z
соли и основания, мольдм 3 ,
V соль , V основание объемы соли и основания, см 3 ,
соответственно.

42.

Водородный показатель среды
Задача 1. Рассчитайте рН ацетатной буферной
системы, состоящей из 100 см3 раствора
уксусной кислоты с концентрацией 1 моль∙дм-3
и 200 см3 раствора ацетата натрия с
концентрацией раствора 0,5 моль∙дм-3,
Ка (СН3СООН) = 1,75 · 10-5.
Решение: рКа = - lg (1,75 · 10-5) = 4,75.
рН = 4,75 + lg (200 · 0,5)/(100 ·1) = 4,75 + lg1 = 4,75.

43. Зона буферного действия

Способность буферных растворов
противодействовать резкому изменению рН
при прибавлении к ним кислоты или щелочи
является ограниченной.
Буферное действие прекращается, если
буферное соотношение превышает 10/1 или
становится меньше 1/10.
Тогда, lg10 = 1; lg0,1 = -1.

44.

Зона буферного действия
Зона буферного действия – интервал значений
pH, в пределах которого буферная система
сохраняет свои свойства:
pH = pKа ± 1.
Пример: для ацетатной буферной системы:
K а 1,75 10
5
рК а lg K а 4,76
pH 4,76 1

45. Буферная емкость

Величину, характеризующую способность
буферной системы противодействовать
смещению реакции среды при добавлении
кислот и щелочей, называют буферной
емкостью (B).
Буферную ёмкость можно определить по
кислоте или по основанию.
Буферная ёмкость показывает, сколько
моль-эквивалентов кислоты или щелочи
следует добавить к 1 дм3 буферного
раствора, чтобы изменить его рН на
единицу.

46.

Буферная емкость
Величину буферной емкости рассчитывают
по уравнению:
1
V ( X ) C( X )
z
B
pH V1
V(X) – объем кислоты или основания, см3.
V1 – объем исходного буферного раствора, см3.
1
C ( X ) – молярная концентрация эквивалента
z
кислоты или основания, моль∙дм-3,
ΔрН – изменение pH.

47.

Буферная емкость
Если V1 = 1 дм3, ΔрН = 1, тогда:
1
B V ( X ) C( X )
z
Величина буферной емкости зависит от
природы и концентрации буферных
компонентов.
Величина B возрастает по мере увеличения
концентрации буферных компонентов и
приближения буферного соотношения к
единице.

48.

Биологическая роль буферных
систем
Буферные системы участвуют в
поддержании кислотно-основного гомеостаза.
Внутриклеточные и внеклеточные
жидкости живых организмов характеризуются
постоянством значений pH. pH большей части
внутриклеточных жидкостей находится в
интервале 6,4–7,8, межклеточной – 6,8-7,4.

49.

Биологическая роль буферных систем
Физиологические жидкости
Кислая среда
1
2
3
4
pH шкала
5
6
7
Щелочная среда
8
9
10
11

50.

Буферные системы крови
pH крови – 7,35-7,45
Кровь содержит шесть буферных систем.
Буферные системы плазмы крови
(pH 7,34-7,36):
гидрокарбонатная – 35%
белковая – 7%
44%
фосфатная – 2%
Буферные системы эритроцитов
(pH 7,25):
гемоглобиновая и оксигемоглобиновая – 35%
гидрокарбонатная – 18%
56%
система органических фосфатов – 3%

51.

Буферные системы крови
1. Гидрокарбонатная буферная система
Н2СО3
NaHCO3
Н+ + НСО3 –
Na+ +HCO3–
HCO3- + H+
H2CO3
H2CO3
HCO3-

52.

Буферные системы крови
Самая мощная и управляемая система
внеклеточной жидкости крови, обладает 53%
всей буферной емкости крови (Вплазмы крови =
40 ммоль∙дм-3). Играет первостепенную роль в
регуляции дыхания.
Характеризует кислотно-щелочной резерв
крови, который измеряется объемом СО2,
химически связанным со 100 мл плазмы
крови, насыщенной газом с парциальным
давлением СО2 53,3 кПа.

53.

Буферные системы крови
Кислотно-основное состояние (КОС)
организма оценивают с помощью уравнения
Гендерсона-Гессельбаха, выведенного для
гидрокарбонатной буферной системы крови:
[ HCO3 ]
pH pK а lg
[ H 2CO3 ]
рКа (H2СО3 c поправкой на кровь) = 6,11.
рН (крови) = 7,35-7,45.

54.

Буферные системы крови
В крови Н2СО3 полностью разлагается на
СО2 и Н2О, поэтому [Н2СО3] = [СО2], а
[NaHCO3] = [HCO3-].
Рабочая формула (с учетом поправки на
кровь):
[ HCO ]
pH 6 ,11 lg
3
[CO2 ]
[ HCO3 ]
В норме: 7 ,4 6 ,11 lg
[CO2 ]
[ HCO3 ] 20
[CO2 ]
1
Измерив рН с помощью прибора (рН-метра), можно
рассчитать величину буферного отношения.

55.

Буферные системы крови
Физиологическая норма
• pH = 7,35-7,45
• СCO2 = 1,2 ммоль∙дм-3
• PCO2 = 4,7-5,3 кПа

56.

Буферные системы крови
Если в ходе метаболизма уменьшается [HСO3-]
или задерживается
СО2 в крови, то:
[ HCO3 ] 20 . Кислотно-основное равновесие
[CO2 ]
1
смещается в сторону повышения кислотности.
Возникает состояние ацидоза.
Поскольку в регуляции кислотно-основного состояния
крови принимают участие легкие и почки, то различают
метаболический и респираторный ацидоз и алкалоз.
При уменьшении [HСO3-] наблюдается метаболический
ацидоз, при повышении [СO2] респираторный ацидоз.
При рНкрови 7,35 – ацидоз компенсированный,
рНкрови 7,25-7,34 – субкомпенсированный
рНкрови < 7,25 – декомпенсированный.

57. Ацидоз

Буферные системы крови
Ацидоз
H+
pH
H+
OHH+
H+
+
H
H+
H+ H+ H+ H+
+
H
+
H+
+
H
H
+
+
H
+
+
H
H
H
+
+
+
H
H
H
+
+
H
H
+
+
H
H
+
H+ H+
H
+
H
H+
H+ H+

58.

Буферные системы крови
Если в ходе метаболизма повышается [HСO3-]
или из организма
очень быстро выводится СО2,
то: [ HCO3 ] 20 . В этом случае кислотно-основное
[CO2 ]
1
равновесие смещается в сторону
подщелачивания с развитием алкалоза.
При повышении [HСO3-] наблюдается метаболический
алколоз, при уменьшении [СO2] респираторный
алколоз.
При рНкрови 7,45 – алколоз компенсированный,
рНкрови 7,45-7,8 – субкомпенсированный.
рНкрови >7,8 – декомпенсированный.

59.

Буферные системы крови
Алкалоз
H+
pH
OH-
OH-
OHOH
OH
OH
OH
OH
OH OH - OHOH
OH
OH
OH
OH
OH
OH
OH OH
OH
OH
OH
OH
OH
OH- OHOH
OH
OHOH- OH-

60.

Буферные системы крови
Таким образом, кислотно-основное
состояние крови определяется величиной
pH, концентрацией ионов HCO3- и
давлением СО2 в крови.

61.

Буферные системы крови
Пример:
CO2 + H2O
H2CO3
H+ + HCO3-
Респираторный ацидоз
Респираторный алкалоз

62. Респираторный ацидоз

Буферные системы крови
Респираторный ацидоз
pH
H+
CO2
H+ +
H
+
H
+
H
+
H
+
+
+
+
H
H H +
H
+
H
H
+
+
H
+
+
H
H
H
+
+
+
H
+
H H
H
+
+
H
H
+
+
H
H
+
H+ H+
H
+
H
H+
H+ H+

63.

Буферные системы крови
Респираторный ацидоз
• Гиповентиляция легких
• Характеризуется уменьшением pH и
увеличением давления CO2
pH
CO2
CO2
CO CO2
CO2
CO2
CO2
2
CO2CO2
CO2
pH
CO2
63
CO2
CO2

64.

Буферные системы крови
Респираторный ацидоз
H2CO3
HCO3-
H2CO3
HCO3(Na+) HCO3(K+) HCO3-
1
:
20
(Mg++) (HCO3-)2
(Ca++) (HCO3-)2
Физиологическая
норма
[ HCO3 ] 20 , pH 7,35-7,45.
[CO2 ]
1

65.

Буферные системы крови
Респираторный ацидоз
CO2
CO2
1
:
10
CO2 задерживается в крови, pH ˂ 7,35
CO2
CO2

66.

Буферные системы крови
Респираторный ацидоз
H2CO3
HCO3HCO3+
H+
1
:
15
Реакция мочи кислая
Почки компенсируют ацидоз за счет:
• сохранения HCO3--ионов;
• увеличения экскреции ионов H+.

67.

Буферные системы крови
Респираторный ацидоз
Экскреция ионов водорода почками в норме
Перитубулярные
капилляры
K+
Тубулярная
жидкость
Na+
H+
67
Клетки
почечных
канальцев
K+

68.

Буферные системы крови
Респираторный ацидоз
Экскреция ионов водорода почками
при ацидозе
Клубочек
Капсула
ШумлянскогоБоумена
Проксимальные
и дистальные
извитые канальцы
Нефрон
K+
H+
68
Na+

69. Респираторный ацидоз

Буферные системы крови
Респираторный ацидоз
HCO3-
H2CO3
ПЕЧЕНЬ
Лактат
Лактат
HCO3-
1
:
20
Применение в терапии раствора молочной кислоты
приводит к повышению HCO3--ионов и восстановлению
кислотно-основное равновесия.

70. Респираторный алкалоз

Буферные системы крови
Респираторный
алкалоз OHpH
CO2 OH
OH
OH
OH
OH
OH
OH OH - OHOH
OH
OH
OH
OH
OH
OH
OH OH
OH
OH
OH
OH
OH
OH- OHOH
OH
OHOH- OH-

71. Респираторный алкалоз

Буферные системы крови
Респираторный алкалоз
• Гипервентиляция легких.
• Характеризуется увеличением pH и
снижением давления CO2.
CO2
71
CO2
CO2
CO2
CO2
CO2
CO2
CO2
CO2
CO2
CO2
CO2

72. Респираторный алкалоз

H2CO3
HCO3-
H2CO3
HCO3(Na+) HCO3(K+) HCO3-
1
:
20
(Mg++) (HCO3-)2
(Ca++) (HCO3-)2
Кислотно-основное равновесие,
pH = 7,35-7,45

73. Респираторный алкалоз

Буферные системы крови
Респираторный алкалоз
pHкрови > 7,45
HCO3-
H2CO3
0.51
:
7,45
== 7,4
20

74. Респираторный алкалоз

Буферные системы крови
CO2
Респираторный алкалоз
CO2 + H2O
0.5
:
20
Учащенное дыхание снижает концентрацию
CO2, pH > 7,45.

75. Респираторный алкалоз

Буферные системы крови
Респираторный алкалоз
HCO3-
0,5
:
15
Реакция мочи щелочная

76. Респираторный алкалоз

Буферные системы крови
Респираторный алкалоз
Почки компенсируют алкалоз за счет:
• сохранения ионов водорода;
• увеличения экскреции гидрокарбонат-ионов.
HCO3HCO3+
H
H+
HCO3
HCO3+
H
H+ H+
HCO3+
HCO - H
3
+ HCO3
H
H+
HCO3HCO3+
H
+
HCO - H
3
H+

77. Респираторный алкалоз

Буферные системы крови
Респираторный алкалоз
HCO3-
H2CO3
0,5
:
10
Cl
Раствор с
ионами Cl-
Проводится компенсационная терапия:
HCO3- -ионы замещают ионами Cl-.

78.

Буферные системы крови
Респираторные нарушения кислотно-основного
равновесия крови клинически легко определяются, а
метаболические могут протекать бессимптомно. В
таких
случаях
необходим
дополнительный
лабораторный контроль.
Показатели, характеризующие кислотно-основное
состояние в детском возрасте, мало отличаются от
показателей взрослых людей.

79.

Буферные системы крови
2. Белковая буферная система:
Prot H H+ + ProtProt Na Na+ + ProtЭта система обладает 7-10% буферной
емкости крови, может нейтрализовать как
кислые, так и основные продукты.
Буферная емкость, определяемая белками
плазмы, зависит от концентрации белков и
их состава. Буферная емкость по кислоте
для альбуминов составляет 10 ммоль· дм-3,
для глобулинов – 3 ммоль · дм-3.

80.

Буферные системы крови
В макромолекуле белка многочисленными
отрицательные заряды сосредоточены на
внешней стороне, и положительные заряды в
щелях молекулы.
- - -+ + -
- ++
++ +
+ +
++
+
+
-- + +
+
+
+++
+
+
+
+
+
- - - - - - -

81.

Буферные системы крови
H+ ионы притягиваются к
отрицательным зарядам.
H+
H+
H+
H+
H+
H+
H+
H+
H+
H+
H+
- - -+ + - + - - - +
++ +
+ +
++
+
+
-- + +
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
- - - - - - H+
H+
H+
H+
H+
H+
H+
H+
H+
H+

82.

Буферные системы крови
OH- ионы притягиваются к положительным
зарядам.
OH-
OH-
OHOHOH-
OH-
OH-
- - -+ + -
- ++
++ +
+ +
+
+
- -+
+
+
-+
+
+
+++
+
+
+
+
+
- - - - - - OH-
OH-
OH-
OHOH-

83.

Буферные системы крови
H+
H+
OH-
H+OH
H+
OH-
H+
H+
OH-
- - -+ + -
H+
OH- H+
H+
H+
+ HOH
OH
+
H
- ++
++ +
+ +
+
+
- -+
+
+
-+
+
+
+++
+
+
+
+
+
- - - - - - OH-
H+
OH-
H+
H+
H+
H+
OH-
H+
OHH+
OH+
H
H+

84.

Буферные системы крови
3. Фосфатная буферная система
КH2PO4
К+ + H2PO4- – слабая кислота
Na2HPO4 2Na+ + HPO4 2- – сопряж. основание
Фосфатная буферная система обладает 5%
общей буферной емкостью крови, способна
сопротивляться изменению рН в интервале
6,2-8,2. Имеет более высокую емкость по
кислоте, чем по щелочи, поэтому эффективно
нейтрализует кислые метаболиты,
поступающие в кровь, например молочную
кислоту. Присутствует вне и внутри клетки,
где ее роль более выражена.

85.

Буферные системы крови
Na2HPO4 + H+
NaH2PO4 + Na+
H+
+Na2HPO4
+
+
Na
NaH2PO4

86.

Буферные системы крови
Фосфатная буферная система имеет
наибольшее значение в таких биологических
жидкостях, как моча, соки пищеварительных
желез, слюна.
-2
HPO4

87. Буферные системы крови

4. Гемоглобиновая:
HHb
H+ + HbKHb
K+ + Hb5. Оксигемоглобиновая:
HHbO2 H+ + HbO2KHbO2 K+ + HbO2В сумме эти две системы обладают 35%
буферной емкости крови. Играют важную
роль в процессе дыхания – осуществляют
транспортную функцию по переносу
кислорода к тканям и органам. Участвуют в
поддержании постоянства pH внутри
эритроцитов.

88.

Буферные системы крови
Гемоглобин

89.

Буферные системы крови
6. Система эфиров глюкозы и фосфорной
кислоты
O
Глюкоза P OH
ONa
O
Глюкоза P ONa
ONa
Глюкоз-эфирная буферная система
действует в клетке.

90. Регуляция кислотно-основного состояния

Буферные системы крови
Регуляция кислотно-основного состояния
Буферные системы крови
ликвидируют сдвиг pH в
течение 30 с, легким
необходимо 1-3 мин, а
почкам – 10-20 часов.

91.

Благодарю за
Ваше внимание!