Часть I кислотно-основное состояние

1. Общие понятия

Согласно определению Бренстеда-Лоури, кислоты – это вещества, диссоциирующие с образованием свободных ионов H⁺, т. е. являющиеся донором протона, а о снования – вещества, присоединяющие ионы водорода (акцепторы протона).

Сильными кислотами считаются кислоты, подвергающие полной диссоциации, необратимо и легко отдающие [H⁺], например, HCl. Слабые – частично диссоциирующие, обратимо отдающие [H⁺], например, H₂CO₃. Сила оснований, соответственно, определяется способностью активно связывать ионы водорода. Чем сильнее основание, тем больше оно снижает концентрацию [H⁺] в растворе, например, OH^-. Классический пример слабого основания – HCO₃^-, присоединяющее ион водорода значительно слабее, чем OH^-. В организме человека большинство химических соединений представлено слабыми кислотами и слабыми основаниями.

Главными регуляторами кислотно-щелочного равновесия являются углекислый газ и ионы водорода. Водород играет основную роль в образовании кислот и оснований, его концентрация должна находиться в строгих пределах, контролируемых организмом. При отклонении количества ионов водорода от нормального возникают сбои в работе ферментных систем и функциональных белков, порой несовместимые с жизнью.

Некоторое количество [H⁺] образуется в результате метаболизма биологических веществ – углеводов, жиров и белков. Классический пример биосинтеза протонов – аэробный гликолиз:

C₆H₁₂O₆ + 6O₂ → 6CO₂ + 6H₂O

Углекислый газ (CO₂) фактически является потенциальной кислотой, и, хотя к нему не присоединён ион водорода, он является основным источником [H⁺]. СO₂ вступает в реакцию с водой, образуя угольную кислоту - H₂CO₃, которая тотчас диссоциирует с образованием протонов:

CO₂ + H₂O → H₂CO₃

H₂CO₃→ H⁺ + HCO₃^-

Данная реакция будет двунаправленной, степень отклонения её зависит от концентрации конечных продуктов¹:

CO₂ + H₂O ↔ H₂CO₃ ↔H⁺ + HCO₃^-

Таким образом, при увеличении уровня углекислого газа реакция сдвигается вправо, что приводит к повышению количества водородных ионов.

Второстепенную роль в образовании [Н⁺] играет превращение двухвалентного железа в трехвалентное (соотношение окисленного и восстановленного гемоглобина):

2Fe⁺⁺ + 1/2O₂ + 2H⁺ ↔ 2Fe⁺⁺⁺ + H₂O

Реакция среды любого раствора зависит от количества ионов водорода в растворе. Количество [H⁺] в артериальной крови составляет 40 нэкв/л². Для сравнения, концентрация натрия во внеклеточной жидкости равна около 140 мэкв/л, что почти в 3,5 миллиона раз выше концентрации ионов водорода. Нормальные колебания концентрации ионов водорода не выходят за пределы 3 – 5 нэкв/л. Количество H⁺ выше 160 нэкв/л и ниже 10 нэкв/л является несовместимым с жизнью.

Учитывая низкие цифры H⁺, гораздо более удобно выражать его концентрацию в логарифмической шкале:

где [H⁺] выражен в эквивалентах на литр.

Логарифм является степенью, в которую нужно возвести основание, чтобы получить число. Например, 10⁷ = 10 000 000, где 10 – это основание, которое нужно возвести в седьмую степень, чтобы получить число 10 000 000. То есть логарифм 10 000 000 по основанию 10 будет равен 7. Логарифм числа по основанию 10 называется десятичным логарифмом и обозначается log₁₀ или lg. Отрицательный десятичный логарифм подразумевает отрицательную степень основания, что применяется при уменьшении значения цифр, например, 10^-7 = 0,00000001.

Так как нормальное значение [H⁺] равно 40 нэкв/л (0,00000004 экв/л), то pH будет равняться:

Значения pH, выходящие за пределы 6,8 – 7,8 являются несовместимыми с жизнью. Так как pH является отрицательным логарифмом концентрации H⁺, то изменение pH обратно пропорционально изменению концентрации водорода (т. е. снижение значения pH ассоциируется с повышением количества H⁺).

Уравнение Гендерсона-Хассельбальха.

Любая кислота в водном растворе диссоциирует на ион водорода и анион. Баланс этого процесса определяется константой диссоциации кислоты. Например, для угольной кислоты константа диссоциации будет равна:

K´ = H⁺ × HCO₃^-/H₂CO₃. (1)

Отсюда концентрация ионов водорода будет равна:

H⁺ = K´ × H₂CO₃/HCO₃^- (2)

Непосредственно количество H₂CO₃ подсчитать невозможно, так она быстро диссоциирует. Однако компонент угольной кислоты CO₂ находится в плазме в относительно стабильном количестве и отражает общую концентрацию H₂CO₃. Тогда приведённое выше уравнение можно изменить:

H⁺ = K × CO₂/HCO₃^- (3)

Константа диссоциации для этого уравнения (K) равна всего 1/400 части от константы диссоциации предыдущего уравнения (K´), так как взаимоотношение между H₂CO₃ и CO₂ равно 1:400.

Общее количество углекислого газа в крови находится в прямой зависимости от PaCO₂. В обычных условиях при нормальной температуре коэффициент растворимости для CO₂ равен 0,03 ммоль/мм рт. ст. Это значит, что на каждый миллимоль измеренного PaCO₂ приходится 0,03 миллимоля H₂CO₃.

Таким образом, уравнение приобретает следующий вид:

H⁺ = K × 0,03 × PaCO₂/HCO₃^- (4)

Так как pH = -logH⁺, константа диссоциации также может быть выражена подобным образом:

pK = -log K

При помощи все того же отрицательного логарифма уравнение 4 можно преобразовать:

-log H⁺ = -log pK – log(0.03 × PaCO₂)/HCO₃^-

Так как pK = -log K, а pH = -log H⁺, то предыдущее уравнение можно модифицировать:

pH = pK - log (0.03 × PaCO₂)/HCO₃^-

С отрицательным логарифмом работать не совсем удобно, поэтому можно убрать отрицательный знак, поменяв местами числитель и знаменатель:

pH = pK + log HCO₃^-/(0.03 × PaCO₂)

Для бикарбонатного буфера константа диссоциации рана 6,1, поэтому

pH = 6,1 + log HCO₃^-/(0.03 × PaCO₂)

Последнее уравнение является уравнением Гендерсона-Хассельбальха, позволяющее вычислить pH исходя из концентраций HCO₃^- и CO₂.

Отсюда следует, что pH напрямую зависит от концентрации аниона, в данном случае бикарбоната, и обратно пропорциональна концентрации углекислого газа.

Если оба компонента правой части уравнения Гендерсона-Хассельбальха будут равны, то мы получим log 1, который равен нулю. Тогда pH раствора будет равен pK бикарбонатного буфера:

pH = 6,1 + log 1 = 6,1 + 0 = 6,1

Нормальная концентрация актуального бикарбоната приблизительно равна 27 ммоль/л, а нормальная величина CO₂ составляет 40 мм рт. ст., тогда, подставив эти цифры в уравнение Гендерсона-Хассельбальха, получим:

В итоге:

pH= 6,1 + 1,3 = 7,40

Нормальные значения pH плазмы варьируют от 7,35 до 7,45.

Что касается pH не биологических растворов, то если количество [Н⁺] выше, чем 10^-7 ммоль/л, реакция раствора будет считаться кислой, если концентрация ионов водорода менее 10^-7 ммоль/л, то реакция считается щелочной. Иначе говоря, все растворы, имеющие pH ниже 7,0 – кислоты, выше 7,0 – основания. При pH = 7,0 концентрация ионов H⁺ и OH^- будет составлять по 50%. Таким образом, при pH = 7,4 реакция плазмы крови человека считается слабощелочной.

Указанные значения pH нормальны только для артериальной крови. Венозная кровь и интерстициальная жидкость имеют pH около 7,35, что связано с повышенным количеством CO₂, образующегося в тканях в результате нормального метаболизма.

Нарушения, приводящие к изменению pH более 7,45, называются алкалозом, состояния, вызывающие снижение pH менее 7,35 – ацидозом. Если изменения связаны с отклонениями концентрации HCO₃^-, то нарушения кислотности будут метаболического характера, если же первопричиной нарушений является изменение PaCO₂, то отклонения pH будут респираторными.

Иными словами, если соотношение HCO₃^-/PaCO₂ снижается в связи с уменьшением количества HCO₃^-, такое состояния относят к метаболическому ацидозу. Если pH снижается в результате увеличения PaCO₂, то это будет респираторный ацидоз и наоборот: если соотношение HCO₃^-/PaCO₂ увеличивается в связи с повышением количества HCO₃^-, такое состояние относят к метаболическому алкалозу, если pH повышается в результате снижения PaCO₂, то это будет респираторный алкалоз.