Буферные системы крови

БУФЕРНЫЕ  СИСТЕМЫ КРОВИ

Кровь содержит 4 основные буферные системы.

1. Гидрокарбонатная. На ее долю приходится 50% емкости. Она работает главным образом в плазме и играет центральную роль в транспорте СО₂.

2. Белковая. На ее долю приходится 7% емкости.

3. Гемоглобиновая, на нее приходится 35% емкости. Она представлена гемоглобином и оксигемоглобином.

4. Гидрофосфатная буферная система - 5% емкости. Гидрокарбонатная и гемоглобиновая буферные системы выполняют

центральную и чрезвычайно  важную роль в транспорте СО₂ и установлении pH. В плазме крови pH 7,4. СО₂ - продукт клеточного метаболизма, выделяющийся в кровь. Диффундирует через мембрану в эритроциты, где реагирует с водой с образованием Н₂СО₃. Соотношение устанавливается равным 7, и pH будет 7,25. Кислотность повышается, при этом имеют место реакции:

Образующийся НСО₃^- выходит через мембрану и уносится током крови. В плазме крови при этом pH 7,4. Когда венозная кровь вновь попадает в легкие, гемоглобин реагирует с кислородом с образованием оксигемоглобина, который является более сильной кислотой: ННb + + O₂ ↔ НHbО₂. pH понижается, так как образуется более сильная кислота, происходит реакция: НHbО₂ + НСО₃^- ↔ HbO₂^- + Н₂СO₃. Затем СО₂ выделяется в атмосферу. Таков один из механизмов транспорта СО₂ и О₂.

Гидратация и дегидратация СО₂ катализируется ферментом карбо-ангидразой, которая имеется в эритроцитах.

Основания также связываются  буферным раствором крови и выделяются с мочой, главным образом в  виде одно- и двузамещенных фосфатов.

В клиниках всегда определяют резервную щелочность крови.

54. Буферные системы их классификация и механизм действия. Емкость буферных систем. 
 
Буферными системами (буферами) называют растворы, обладающие свойством достаточно, стойко, сохранять постоянство - концентрации водородных ионов как при добавлении кислот или щелочей, так и при разведении. Буферные системы (смеси или растворы) по составу бывают двух основных типов: а) из слабой кислоты и ее соли, образованной сильным основанием; б) из слабого основания и его соли, образованной сильной кислотой. На практике часто применяют следующие буферные смеси: ацетатный буфер CH₃COOH + CH₃COONa, бикарбонатный буфер H₂CO₃+NaHCO₃, аммиачный буфер NH₄OH +NH₄Cl, белковый буфер белок кислота + белок соль, фосфатный буфер NaH₂PO₄ + Na₂ HPO₄ Фосфатная буферная смесь состоит из двух солей, одна из которых является однометаллической, а вторая - двухметаллической солью фосфорной кислоты. Ацетатный буфер. Рассмотрим механизм буферного действия. При добавлении соляной кислоты к ацетатному буферу происходит взаимодействие с одним из компонентов смеси (СНзСООН); Из уравнения (а), сильная кислота заменяется эквивалентным количеством слабой кислоты (в данном случае НСl заменяется СН₃СООН). В соответствии с законом разведения Оствальда повышение концентрации уксусной кислоты понижает степень ее диссоциации, а в результате этого концентрация ионов Н⁺ в буфере увеличивается незначительно. При добавлении к буферному раствору щелочи концентрация водородных ионов и рН изменяется также незначительно. Щелочь при этом будет реагировать с другим компонентом буфера, (СН₃СООН) по реакции нейтрализации. В результате этого добавленная щелочь заменяется эквивалентным количеством слабоосновной соли, в меньшей — степени влияющей на реакцию среды. Анионы СНзСОО~, образующиеся при диссоциации этой соли, будут оказывать некоторое Угнетающее действие на диссоциацию уксусной кислоты. Буферной емкостью (В) называется количество сильной кислоты или сильного основания, которое нужно прибавить к одному литру буферного раствора, чтобы изменить его рН на единицу. Она выражается в моль/л или чаще в ммоль/л и определяется по формуле: В = (c V) / д pH Vб , где В - буферная емкость; с - концентрация сильной кислоты или основания (моль/л); V - объем добавленного сильного электролита (л); V_б - объем буферного раствора (л); д рН - изменение рН. 
 
 
^ 55. Буферные системы крови.  
 
Наиболее мощными буферными системами крови являются гемоглобиновый и оксигемоглобиновый буфера, которые составляют примерно 75% всей буферной емкости крови. Буферные, свойства гемоглобина по своему механизму действия идентичны белковым буферным системам: кислые продукты обмена веществ взаимодействуют с калиевой солью гемоглобина с образованием эквивалентного количества их калиевых солей и свободного гемоглобина, обладающего свойством слабой органической кислоты. Кроме того, система оксигемоглобин – гемоглобин участвует в ещё одном своеобразном механизме поддержания постоянства рН крови. Как известно, венозная кровь содержит большие количества углекислоты в виде бикарбонатов, а также С0₂, связанной с гемоглобином. Через легкие углекислота выделяется в воздух; однако сдвига рН крови в щелочную сторону не происходит, так как образующийся оксигемоглобин является более сильной кислотой, чем гемоглобин. В тканях, в артериальной крови под влиянием низкого парциального давления кислорода оксигемоглобин диссоциирует и кислород диффундирует в ткани. Образующийся при этом гемоглобин, однако, не обусловливает изменения рН крови в щелочную сторону, так как в кровь из тканей поступает углекислота. Учитывая, что постоянство кислотно-щелочного равновесия в организме играет существенную роль в течение всех биохимических процессов, в клинике при анализе крови значительный интерес представляет определение резервной щелочности крови. В поддержании в организме кислотно-щелочного равновесия участвуют несколько буферных систем, как-то: оксигемоглобиновый, белковый; карбонатный и фосфатный, а также ряд органов — легкие, почки, кожа, печень, одной из функций! которой является нейтрализация кислых продуктов обмена, и кишечник. 
57. Понятие о кислотно-щелочном состоянии крови. 
 
Величина рН крови зависит от концентраций свободной растворенной в крови Н₂СОз и кислоты, связанной в гидрокарбонат-ион. Концентрацию углекислоты, растворенной в крови, можно найти по формуле [СО₂своб] = s p _CO2 где Рсо₂ - парциальное давление углекислого газа в воздухе, находящемся в равновесии с кровью; s - коэффициент растворимости углекислого газа в крови. Для определения суммарной концентрации СО₂ в крови к ней добавляют сильную кислоту и измеряют объем выделяюще- 
 
гося газа. Таким образом, пользуясь газоаналитическим методом определения гидрокарбонат-иона и СО₂, можно вычислить величину рН плазмы. Из уравнения Гендерсона-Гассельбаха нетрудно рассчитать соотношение гидрокарбонат-иона и угольной кислоты в крови при, рН = 7.4. Оно равно 20:1. Избыток гидрокарбоната обеспечивает так называемый щелочной резерв крови. При поступлении в кровь кислот гидрокарбонат нейтрализует их, а избыток СО₂ выводится через легкие, вызывая увеличение легочной

 
^ Классификация буферных систем 
 
1. Кислотные. Состоят из слабой кислоты и соли этой кислоты. Например, ацетатная буферная система (CH₃COOH+ СН₃СООNa ), гидрокарбонатная буферная система (H₂CO₃ +NaHCO₃ ). 
 
2. Основные. Состоят из слабого основания и его соли. Например, аммиачная буферная система (NH₃×H₂O + NH₄Cl). 
 
3. Солевые. Состоят из кислой и средней соли или двух кислых солей. Например, карбонатная буферная система (NaHCO₃+Na₂CO₃ ), фосфатная буферная система (КН₂PO₄ + К₂НPO₄). 
 
4. ^ Аминокислотные и белковые. Если суммарный заряд молекулы аминокислоты или белка равен нулю (изоэлектрическое состояние), то растворы этих соединений не являются буферными. Их буферное действие начинает проявляться тогда, когда к ним добавляют некоторое количество кислоты или щелочи. Тогда часть белка (аминокислоты) переходит из изоэлектрического состояния в форму “белок-кислота” или соответственно в форму “белок-основание”. Образуется смесь двух форм белка: а) слабая “белок-кислота” + соль этой слабой кислоты; б) слабое “белок- основание” + соль этого слабого основания: 
 
 
 
где R - макромолекулярный остаток белка. 
 
^ Расчет рН буферных систем 
 
Для расчета рН в буферном растворе на примере ацетатного буфера рассмотрим процессы, в нем протекающие, и их влияние друг на друга. 
 
Ацетат натрия практически полностью диссоциирует на ионы, ацетат-ион подвергается гидролизу, как ион слабой кислоты: 
 
CH₃COONa ® Na⁺ + CH₃COO^– 
 
CH₃COO^– + HOH ⇄ CH₃COOH + OH^– 
 
Уксусная кислота, также входящая в буфер, диссоциирует лишь в незначительной степени: 
 
CH₃COOН ⇄ CH₃COO^– + H⁺ 
 
Слабая диссоциация СН₃СООН еще более подавляется в присутствии СН₃СООNa, поэтому концентрацию недиссоциированной уксусной кислоты принимаем практически равной ее начальной концентрации: 
 
[СН₃СООН] = [кислота] 
 
С другой стороны, гидролиз соли также подавлен наличием в растворе кислоты. Поэтому можно считать, что концентрация ацетат-ионов в буферной смеси практически равна исходной концентрации соли без учета концентрации ацетат-ионов, образующихся в результате диссоциации кислоты: 
 
[СН₃СОО^–] = [соль] 
 
Согласно закону действующих масс, равновесие между продуктами диссоциации уксусной кислоты и недиссоциированными молекулами подчиняется уравнению: 
 
К_д = . 
 
Подставив общую концентрацию кислоты и соли в уравнение константы диссоциации, получим: [Н⁺] = К_д , 
 
отсюда для кислотных буферных систем: рН = рК_{(кислоты)} + lg . Это уравнение называют уравнением Гендерсона – Гассельбаха. 
 
 
После аналогичного вывода для основных буферных систем:  
 
рОН = рК_{(основания)} + lg , рН =14 – рК_{(основания)} – lg  
 
где рК_{(кислоты),} рК_{(основания)} - отрицательный десятичный логарифм константы электролитической диссоциации слабой кислоты; слабого основания; [соль] - концентрация соли, [кислота] - концентрация кислоты, [основание] - концентрация основания. 
 
Из этих уравнений видно, что рН кислотной (основной) буферной системы зависит от природы слабого электролита (рК_{(кислоты)}, рК_{(основания)}) и от соотношения концентраций соли и кислоты (основания).  
 
Следует отметить, что буферные системы эффективно поддерживают рН в диапазоне: рК_{(кислоты)} ± 1 для кислотных систем; 14 – (рК_{(основания)} ± 1) для основных систем. 
 
^ Механизм действия буферных систем: 
 
 
1. Разбавление. При разбавлении водой происходит уменьшение концентрации обоих компонентов в буферной системе в одинаковой степени, поэтому величина их соотношения не изменится. рК_{(кислоты)} и рК_{(основания)} являются постоянными при данной температуре и не зависят от разбавления. Действительно, одновременное понижение концентраций кислоты и соли в ацетатной буферной системе от 0,1М до 0,001М при разбавлении водой изменяет рН буферного раствора с 4,63 до 4,73 (это ничтожное изменение рН при разбавлении буферного раствора в 100 раз обусловлено некоторым изменением коэффициента активности соли). Следовательно, разбавление в конечном итоге мало изменяет рН буферных систем. 
 
2. ^ Добавление кислот и оснований. При добавлении небольших количеств сильных кислот или оснований рН буферных систем изменяется незначительно. Например, рассмотрим ацетатный буфер:  
 
СН₃СООН / СН₃СОО^– 
 
кислотный компонент – основной компонент– 
 
слабая кислота сопряженное основание 
 
 
а) При добавлении к ацетатному буферу небольшого количества HCl, происходит взаимодействие ионов Н⁺ с основным компонентом буферного раствора: 
 
Н⁺ + СН₃СОО^– ⇄ СН₃СООН. 
 
Степень диссоциации СН₃СООН мала и концентрация [H⁺] практически не меняется. рН буферного раствора уменьшится, но незначительно. 
 
Таким образом, если к ацетатному буферу добавить Х моль/л HCl, то уравнение для расчета рН буферной системы принимает вид: 
 
рН = рК_{(кислоты)} + lg  
 
б) При добавлении небольшого количества NaOH, – ионы нейтрализуются кислотным компонентом буферного раствора:  
 
+ СН₃СООН ⇄ СН₃СОО ^– + Н₂О. 
 
В результате этого, добавленное сильное основание заменяется эквивалентным количеством слабого сопряженного основания (СН₃СОО^–), которое в меньшей степени влияет на реакцию cреды. рН буферного раствора увеличивается, но незначительно.  
 
Таким образом, если к ацетатному буферу добавить У моль/л NaOH, то уравнение для расчета рН буферной системы принимает вид: 
 
рН = рК_{(кислоты)} + lg  
 
Буферная емкость 
 
Способность буферного раствора сохранять значение рН при добавлении сильной кислоты или щелочи приблизительно на постоянном уровне характеризует буферная емкость. 
 
Буферная емкость (В) - это число молей эквивалента сильной кислоты или щелочи, которое необходимо добавить к 1 л буферного раствора, чтобы сместить его рН на единицу. 
 
Буферная емкость системы определяется по отношению к добавляемым кислоте (В_кисл.) или основанию (щелочи) (В_осн.) и рассчитывается по формулам: 
 
В_кисл.= В_осн.=  
 
где V(HA), V(B) - объемы добавленных кислоты или щелочи, л.; С_н(НА), С_н(В) - молярные концентрации эквивалента соответственно кислоты и щелочи; V(б.р.) - объем исходного буферного раствора, л.; рН_о, рН - значения рН буферного раствора до и после добавления кислоты или щелочи; |рН-рН_о| - разность рН по модулю. 
 
Буферная емкость по отношению к кислоте (В_кисл.) определяется концентрацией (количеством эквивалентов) компонента с основными свойствами; буферная емкость по отношению к основанию (В_осн.) определяется концентрацией (количеством эквивалентов) компонента с кислотными свойствами в буферном растворе. 
 
Максимальная буферная емкость при добавлении сильных кислот и оснований достигается при соотношении компонентов буферного раствора равном единице, когда рН = рК, при этом В_осн. = В _кисл. (рис.1). 
 
 
 
Рис.1. Изменение буферной емкости в зависимости от величины 
 
отношения [соль]/[кислота]. 
 
 
Поэтому, применение любой буферной смеси ограничено определенной областью рН (областью буферирования), а именно:  
 
рН = рК_{(кислоты)} ± 1 для кислотных систем, или 
 
рН= 14 – (рК_{(основания)} ± 1) для основных систем. 
 
Буферная емкость зависит не только от отношения концентраций компонентов буферного раствора, но и от общей концентрации буферной смеси. 
 
Пусть, например, даны два буферных раствора, один из которых содержит по 100, а другой – по 10 миллимолей уксусной кислоты и ацетата натрия. Сравним, как изменяются их рН при добавлении к 1 л каждого раствора 5 миллимолей соляной кислоты. 
 
Добавляемая кислота вступит в реакцию с ацетатом натрия, и это отношение в первом растворе станет равным 0,9, а во втором 0,33. В итоге у первого раствора отношение соль/кислота и, следовательно, величина рН изменились меньше. Отсюда видно, что первый буферный раствор обладает большей буферной емкостью. 
 
Таким образом, буферная емкость в основном зависит от соотношения концентраций компонентов и их абсолютных концентраций, а следовательно, от разбавления. 
 
Буферные системы организма 
 
Главным источником ионов водорода в организме является углекислый газ, образующийся в результате метаболизма (обмена веществ) » 15000 ммоль/сутки. 
 
Гидратация углекислого газа приводит к образованию угольной кислоты: 
 
СО₂ + Н₂О ⇄ Н₂СО₃ ⇄ + Н⁺ 
 
В меньшей степени количество ионов Н⁺ (30–80 ммоль/сутки) обусловлено поступлением в организм, а также образованием в нем таких кислот как серной (в результате обмена серусодержащих аминокислот), фосфорной (при метаболизме фосфорсодержащих соединений), органических кислот, образующихся при неполном окислении липидов и углеводов. 
 
Организм освобождается от кислот благодаря процессам дыхания и мочевыделения, т.е. в организме существует взаимосвязь между метаболическими процессами и газообменом. В оценке кислотно-основного состояния организма важно не только определение значения рН, но и характеристика механизмов, обеспечивающих регуляцию этого параметра. 
 
Если бы в организме не было немедленных буферных механизмов и респираторной (дыхательной) компенсации, то тогда даже обычные, ежедневные нагрузки кислотами сопровождались бы значительными колебаниями величины рН. 
 
Постоянство рН жидких сред организма поддерживается в живых организмах буферными системами. Главным из них являются гидрокарбонатная, гемоглобиновая, фосфатная и белковая. Действие всех буферных систем в организме взаимосвязано, что обеспечивает биологическим жидкостям постоянное значение рН. В организме человека и животных буферные системы находятся в крови (плазме и эритроцитах), в клетках и межклеточных пространствах других тканей.

ХИМИЧЕСКИЕ БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ

Химические буферные системы  представлены, в основном, бикарбонатным, фосфатным, белковым и гемоглобиновым буферами. Буферные системы начинают действовать сразу же при увеличении или снижении [H⁺] и способны устранить умеренные сдвиги КЩР в течение 10-40 с. Ёмкость и эффективность буферных систем крови весьма высока (табл. 13-2).

Таблица 13-2. Относительная ёмкость буферов крови (в %)

	Плазма крови	Эритроциты
Гидрокарбонатный Гемоглобиновый Белковый Фосфатный Общая ёмкость	35 7 1 43	18 35 4 57

Принцип действия химических буферных систем заключается в трансформации  сильных кислот и сильных оснований  в слабые. Гидрокарбонатная буферная система - основной буфер крови и межклеточной жидкости. Гидрокарбонатный буфер внеклеточной жидкости состоит из смеси угольной кислоты - H₂CO₃ и гидрокарбоната натрия - NaHCO₃. В клетках в состав соли угольной кислоты входят калий и магний. Гидрокарбонатный буфер - система открытого типа, она ассоциирована с функцией внешнего дыхания и почек (табл. 13-3).

Фосфатная буферная система играет существенную роль в регуляции КЩР внутри клеток, особенно - канальцев почек. Это обусловлено более высокой концентрацией фосфатов в клетках по сравнению с внеклеточной жидкостью. Фосфатный буфер состоит из двух компонентов: щелочного - (Na₂HPO₄) и кислого - (NaH₂PO₄). Белковая буферная система - главный внутриклеточный буфер. На его долю приходится примерно три четверти буферной ёмкости внутриклеточной жидкости. Компонентами белкового буфера являются слабодиссоциирующий белок с кислыми свойствами (белок-COOH) и соли сильного основания (белок-COONa).

Гемоглобиновая  буферная система - наиболее ёмкий буфер крови. Гемоглобиновый буфер состоит из кислого компонента - оксигенированного HbO₂ и основного - неоксигенированного Hb. Карбонаты костной ткани функционируют как депо для буферных систем организма. В костях содержится большое количество солей угольной кислоты: карбонаты кальция, натрия, калия и др. При быстром увеличении содержания кислот (например, при острой сердечной, дыхательной или почечной недостаточности; шоке, коме и других состояниях) костная ткань может обеспечивать до 30-40% буферной ёмкости.

 

Постоянство рН внутренней среды организма обусловлено совместным действием буферных систем и ряда физиологических механизмов. К последним относятся дыхательная деятельность легких и выделительнаяфункция почек.

Кислотно-основное равновесие – относительное постоянство реакции внутренней среды организма, количественно характеризующееся или концентрацией водородных ионов (протонов), выраженной в моляхна 1 л, или водородным показателем – отрицательным десятичным логарифмом этой концентрации – рН (power hydrogen – сила водорода).

«Первая линия защиты»  живых организмов, препятствующая изменениям рН их внутренней среды, обеспечивается буферными системами крови.

Буферная  система представляет собой сопряженную кислотно-основную пару, состоящую из акцептора идонора водородных ионов (протонов).

Поведение буферных растворов описывается уравнением Гендерсона– Хассельбаха, которое связывает значение рН с константой кислотности (К_а):

Уравнение Гендерсона–Хассельбаха позволяет вычислить величину рК_а любой кислоты при данном рН (если известно отношение молярных концентраций донора и акцептора протонов), определить величину рН сопряженной кислотно-основной пары при данном молярном соотношении донора и акцептора протонов(если известна величина рК_а) и рассчитать соотношение между молярными концентрациями донора и акцептора протонов при любом значении рН (если известна величина рК_а слабой кислоты).

Установлено, что состоянию  нормы соответствует определенный диапазон колебаний рН крови – от 7,37 до 7,44 со средней величиной 7,40 . Кровь представляет собой взвесь клеток в жидкой среде, поэтому ее кислотно-основное равновесие поддерживается совместным участием буферных систем плазмы и клеток крови. Важнейшими буферными системами крови являются бикарбонатная, фосфатная, белковая и наиболее мощная гемогло-биновая.

Бикарбонатная буферная система – мощная и, пожалуй, самая управляемая система внеклеточнойжидкости и крови. На долю бикарбонатного буфера приходится около 10% всей буферной емкости крови. Бикарбонатная система представляет собой сопряженную кислотно-основную пару, состоящую из молекулыугольной кислоты Н₂СО₃, выполняющую роль донора протона, и бикарбонат-иона НСО₃^–, выполняющего роль акцептора протона:

Для данной буферной системы величину рН в растворе можно выразить через константу диссоциацииугольной кислоты (рК_Н2СО3) и логарифм концентрации недиссоциированных молекул Н₂СО₃ и ионов HCO₃^–:

Истинная концентрация недиссоциированных молекул Н₂СО₃ в крови незначительна и находится в прямой зависимости от концентрации растворенного углекислого газа (СО₂ + Н₂О <=> Н₂СО₃). Поэтому удобнее пользоваться тем вариантом уравнения, в котором рК_H2СО3 заменена «кажущейся» константойдиссоциации Н₂СО₃, учитывающей общую концентрацию растворенного СО₂ в крови:

где K₁– «кажущаяся» константа диссоциации Н₂ С О₃ ; [СО₂(р)] – концентрация растворенного СО₂.

При нормальном значении рН крови (7,4) концентрация ионов бикарбоната НСО₃ в плазме крови превышаетконцентрацию СО₂ примерно в 20 раз. Бикарбонатная буферная система функционирует как эффективный регулятор в области рН 7,4.

Механизм действия данной системы заключается в том, что  при выделении в кровь относительно больших количеств кислых продуктов водородные ионы Н⁺ взаимодействуют с ионами бикарбоната НСО₃^–, что приводит к образованию слабодиссоциирующей угольной кислоты Н₂СО₃. Последующее снижениеконцентрации Н₂СО₃ достигается в результате ускоренного выделения СО₂ через легкие в результате их гипервентиляции (напомним, что концентрация Н₂СО₃ в плазме крови определяется давлением СО₂ в альвеолярной газовой смеси).

Если в крови увеличивается количество оснований, то они, взаимодействуя со слабой угольной кислотой, образуют ионы бикарбоната и воду. При этом не происходит сколько-нибудь заметных сдвигов в величине рН. Кроме того, для сохранения нормального соотношения между компонентами буферной системы в этом случае подключаются физиологические механизмы регуляции кислотно-основного равновесия: происходит задержка в плазме крови некоторого количества СО₂ в результате гиповентиляции легких . Как будет показано далее, данная буферная система тесно связана с гемоглобиновой системой.

Фосфатная буферная система представляет собой сопряженную кислотно-основную пару, состоящую из иона Н₂РО₄^– (донор протонов) и ионаНРО₄^2– (акцептор протонов):

Роль кислоты в этой системе выполняет однозамещенный фосфат NaH₂PO₄, а роль соли двузамещенный фосфат – Na₂HPO₄.

Фосфатная буферная система составляет всего лишь 1% от буферной емкости крови. В других тканях эта система является одной из основных. Для фосфатной буферной системы справедливо следующее уравнение:

Во внеклеточной жидкости, в том числе в крови, соотношение [НРО₄^2–]: [Н₂РО₄^–] составляет 4:1. Величина рК_Н2РО4– равна 6,86.

Буферное действие фосфатной  системы основано на возможности  связывания водородных ионов ионами НРО₄^2– с образованием Н₂РО₄^– (Н⁺ + + НРО₄^2– —> Н₂РО₄^–), а также ионов ОН^– с ионами Н₂РО₄^– (ОН^– + + Н₂ Р О₄^– —> HPO₄^2–+ H₂O). Буферная пара (Н₂РО₄^––НРО₄^2–) способна оказывать влияние при изменениях рН в интервале от 6,1 до 7,7 и может обеспечивать определенную буферную емкость внутриклеточной жидкости, величина рН которой в пределах 6,9–7,4. В крови максимальная емкость фосфатного буфера проявляется вблизи значения рН 7,2. Фосфатный буфер в кровинаходится в тесном взаимодействии с бикарбонатной буферной системой. Органические фосфаты также обладают буферными свойствами, но мощность их слабее, чем неорганического фосфатного буфера.