- •От автора.
- •Содержание
- •Часть I кислотно-основное состояние
- •Общие понятия
- •2. Буферные системы
- •2.1 Бикарбонатный буфер
- •2.2 Гемоглобиновый буфер
- •2.3 Фосфатный буфер
- •3. Компенсаторные механизмы
- •3.1 Респираторная компенсация
- •3.2 Почечная компенсация
- •Терминология анализов кщс и газового состава крови
- •4.1 Основные показатели кщс и газового состава крови
- •5. Виды нарушений кщс
- •5.1 Оценка отклонений кщс
- •Первичные метаболические расстройства
- •Первичные респираторные расстройства
- •Респираторный ацидоз
- •Вариант 2 (пошаговый)
- •5.2 Ацидоз
- •5.2.1 Респираторный ацидоз
- •Острый респираторный ацидоз
- •Хронический респираторный ацидоз
- •Причины респираторного ацидоза
- •Основные патофизиологические эффекты респираторного ацидоза
- •Преимущества респираторного ацидоза
- •Гиперкапния или ацидоз?
- •5.2.2. Метаболический ацидоз
- •Заключение
- •Виды метаболического ацидоза
- •5.2.2.1 Метаболический ацидоз с увеличенной анионной разницей
- •5.2.2.2 Метаболический ацидоз с нормальной анионной разницей
- •5.2.3 Применение бикарбоната при слр
- •5.2.4 Лечение метаболического ацидоза: summary
- •5.3 Алкалоз
- •5.3.1 Респираторный алкалоз
- •5.3.2 Метаболический алкалоз
- •5.3.2.1 Частные формы метаболического алкалоза
- •5.3.2.2 Лабораторная диагностика.
- •5.3.2.3 Лечение метаболического алкалоза.
- •6. Правила взятия пробы
- •Послесловие
- •Кислотно-щелочной баланс в интенсивной терапии
- •Сергей Станиславович Костюченко
Часть I кислотно-основное состояние
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.