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] Кдис = [H+] = Кдис ∙ [H2CO3] [HCO3–]
Майже вся кількість HCO3– за рахунок NaHCO3 : [H2CO3] Скислоти [H+] = Кдис ∙ [H+] = Кдис ∙ [NaHCO3] Ссолі Пролагорифмуємо:
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+ + HPO42– кислота HPO42– + H+ ↔ H2PO4– основа Співвідношення в крові NaH2PO4 : Na2HPO4 = 1 : 4
v Білкова буферна система Білки – амфотерні електроліти: · в кислому середовищі Prot – + H+ ↔ Prot H приєднують Н+ · лужному середовищі Prot H ↔ 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 HbO2 калійні 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) ∙ Vбуф V – об’єм добавленого електроліту Vбуф – об’єм буферного розчину Велику буферну ємність мають: 1 –розчини з великою концентрацією буферних компонентів; 2 – розчини, складені з рівних кількостей компонентів Скисл = Ссолі
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. ©2015 arhivinfo.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.
|