Механізм дії буферної системи

Буферні системи. Класифікація та механізм дії.

Буферні системи – це розчини, здатні зберігати сталу концентрацію Н⁺

(тобто рН) при добавленні до них невеликих

кількостей кислот або лугів та при розбавленні.

Стале значення рН в організмі підтримується:

· фізіологічними механізмами (робота нирок, печінки, легенів);

· фізико–хімічними механізмами (за допомогою буферних систем).

Класифікація буферних систем:

· Буферні системи, утворені слабкою кислотою та сіллю цієї кислоти і сильної основи.

CH₃COOH + CH₃COONa ацетатний буфер

слабка кислота сіль цієї кислоти і сильної основи

· Буферна система, утворена слабкою основою та сіллю цієї основи і сильної кислоти.

NH₄OH + NH₄Cl амонійний буфер

слабка основа сіль цієї основи і сильної кислоти

· Буферна система, утворена кислими солями різної основності.

NaH₂PO₄ + Na₂HPO₄ фосфатний буфер

Буферні системи організму:

· гідрогенкарбонатна;

· фосфатна;

· гемоглобінові;

· білкова.

v Гідрогенкарбонатна буферна система

H₂CO₃ + NaHCO₃ (pH = 6,0 – 8,0) в плазмі

H₂CO₃ ↔ H⁺ + HCO₃^– (погано)

NaHCO₃ ↔ Na⁺+ HCO₃^– (добре)

H₂CO₃ – слабкий електроліт:

[H⁺] ∙ [HCO₃^–] [H₂CO₃]

К_дис= [H⁺] = К_дис ∙

[H₂CO₃] [HCO₃^–]

Майже вся кількість HCO₃^– за рахунок NaHCO₃:

[H₂CO₃] С_{кислоти}

[H⁺] = К_дис ∙ [H⁺] = К_дис ∙

[NaHCO₃] С_солі

Пролагорифмуємо:

[сіль] рН = рК + ℓg [кислота]

рівняння Гендерсона – Гассельбаха

(для обчислення Н⁺ та рН кислих буферів)

За стандартних умов:

рК ( H₂CO₃) = 6,1 27

[HCO₃^–] = 27 ммоль/л рН = 6,1 + ℓg = 6,1 + ℓg 20 = 6,1 + 1,31 = 7,41

[H₂CO₃] = 1,35 ммоль/л1,35

Реально концентрація H₂CO₃ низька в порівнянні з СО₂ (1моль H₂CO₃: 500моль СО₂), тому

[HCO₃^–]

рН = рК′ + ℓg

[ СО₂ ]

Тобто, рН плазми залежить від [ СО₂ ], а не від [H₂CO₃].

Механізм дії буферної системи

· При збільшенні Н⁺ (утворення кислих продуктів, стан – ацидоз):

Ø з’єднання Н⁺ з HCO₃^–

Ø вирівнювання рН

Ø видалення вуглекислого газу з організму:

Н⁺ + HCO₃^– → H₂CO₃→ СО₂ + Н₂О

Наприклад: собака m 19,7 кг + 156 мл 1н розчину НСl рН з 7,44 → 7,17

вода m 11 л + 156 мл 1н розчину НСl рН з 7,44 → 1,84

· При збільшенні ОН^– (утворення лужних продуктів, стан – алкалоз):

Ø з’єднання ОН^– з H₂CO₃

Ø утворення гідрокарбонату HCO₃^–

Ø видалення надлишку HCO₃^–нирками:

ОН^– + H₂CO₃ → HCO₃^– + Н₂О

v Фосфатна буферна система NaH₂PO₄ + Na₂HPO₄ (pH = 5,9 – 8,0)

в клітинах (в тканинах нирок)

H₂PO₄^– ↔ H⁺ + HPO₄^2– кислота

HPO₄^2– + H⁺ ↔ H₂PO₄^– основа

Співвідношення в крові NaH₂PO₄: Na₂HPO₄ = 1: 4

v Білкова буферна система

Білки – амфотерні електроліти:

· в кислому середовищі Prot^–+ H⁺ ↔ ProtH приєднують Н⁺

· лужному середовищі ProtH ↔ Prot^–+ H⁺ віддають Н⁺

Працює разом з гідро карбонатною буферною системою.

v Гемоглобінова буферна система HHb + HbO₂

(70% буферної ємності крові)

HHb здатні утворювати КHb

HbO₂калійні солі КНbO₂

слабкі кислоти солі слабких кислот

Зв’язує Н⁺, які утворюються під час розчинення СО₂, що виходить з тканин:

СО₂ + Н₂О ↔ H₂CO₃

H₂CO₃ ↔ H⁺ + HCO₃^–

КHb + Н⁺↔ HHb + К⁺

слабка кислота

Буферна ємність – це кількість моль сильної кислоти або лугу, яку

треба додати до 1л буферної системи, щоб

змінити значення рН на одиницю.

СV В – буферна ємність

В = С – концентрація кислоти або основи, моль–екв/л

(pH₁ – pH₂) ∙ V_буфV – об’єм добавленого електроліту

V_буф– об’єм буферного розчину

Велику буферну ємність мають:

1 – розчини з великою концентрацією буферних компонентів;

2 – розчини, складені з рівних кількостей компонентів С_кисл = С_солі

Значення буферних систем: забезпечують стале значення рН внутрішнього середовища організму.

Регуляція КОС:

· За рахунок легенів;

· За рахунок нирок;

· За рахунок печінки;

· За рахунок травного каналу;

· За рахунок кісткової тканини.