22.4. Кислотно-щелочное равновесие крови pH крови

Кислоты и основания. Согласно определению Бренстеда, кислотами называют такие вещества, которые в растворах отдают ионы водорода (доноры протонов), а основаниями-вещества, связывающие эти ионы (акцепторы протонов). Подобное определение оказалось особенно плодотворным в области биологических наук. Рассмотрим с этих позиций реакцию диссоциации

(11)

При протекании этой реакции в прямом направлении (слева направо) НА представляет собой кислоту. Когда эта реакция в определенных условиях осуществляется в обратном направлении, анион А⁻ является по определению основанием (он связывает

Глава 22. Транспорт газов крови 617

ионы водорода). А в данном случае называют сопряженным основанием. Между реакциями диссоциации и ассоциации существует равновесие, подчиняющееся закону действующих масс. В случае сильных кислот, например HCl, равновесие в реакции (11) значительно смещено вправо. Если же НА представляет собой слабую кислоту, то диссоциация происходит не полностью. Степень ее зависит от константы равновесия (рис. 22.11).

Показатель pH. Кислотность или щелочность раствора зависит от содержания в нем свободных ионов водорода. Показателем этого содержания служит величина pH. По определению pH представляет собой отрицательный десятичный логарифм молярной концентрации ионов Н⁺:

(12)

Таким образом, если pH 7 (нейтральная реакция среды), то концентрация ионов Н⁺ [Н⁺] равна 10⁻⁷ моль/л. При увеличении кислотности раствора его pH снижается.

Показатель pH был вначале предложен для технических целей, однако оказалось, что он имеет особое значение для живых объектов. Дело в том, что электрохимический потенциал ионов пропорционален не их концентрации, а логарифму этой концентрации. В связи с этим можно предполагать, что степень возбуждения рецепторов, участвующих в поддержании кислотно-щелочного равновесия в организме человека или животного, пропорциональна не концентрации ионов Н⁺, а величине pH.

Измерение pH. pH раствора можно определить либо при помощи индикаторов, либо электрометрически. Боль-

Рис. 22.11. Зависимость степени диссоциации слабой кислоты от pH. рК'-отрицательный логарифм константы равновесия К'. Для получения подобных буферных кривых к раствору последовательно добавляют кратные количества Н+ или ОН− и измеряют pH после каждой добавки

шинство индикаторов представляет собой очень слабые кислоты или основания, диссоциирующие при определенных значениях pH и изменяющие при этом свой цвет. Для более точного и непрерывного измерения pH широко применяется электрометрическая регистрация (прибор pH-метр) с помощью стеклянного электрода. Такой электрод обычно имеет шарообразно расширенный конец из специального стекла, пропускающего ионы Н⁺. Внутри электрод заполнен буферным раствором. При погружении электрода в раствор по две стороны стеклянной мембраны создается разность потенциалов, величина которой в соответствии с уравнением Нернста (с. 13) зависит от pH исследуемого раствора. Эта разность потенциалов фиксируется с помощью неполяризующегося электрода. В настоящее время в pH-метрах используют простые в обращении датчики, в которых измерительный электрод и электрод сравнения заключены в единую оболочку. После усиления электрический сигнал подается на шкалу или электронное табло. Перед началом измерения прибор должен быть откалиброван при помощи стандартных буферных растворов.

Постоянство pH артериальной крови. pH артериальной крови человека (при 37°С) колеблется в пределах от 7,37 до 7,43, составляя в среднем 7,40. Необходимо уточнить, что эти значения характерны для плазмы крови (стеклянный электрод, погруженный в кровь, соприкасается именно с плазмой). В эритроците величину pH измерить трудно. Как было установлено, внутри эритроцита она составляет примерно 7,2-7,3, т. е. отличается от pH плазмы. Как правило, термин «pH крови» относится к pH плазмы.

Характерная для крови человека слабощелочная реакция поддерживается в очень узких пределах, несмотря на постоянно изменяющееся поступление в кровь кислых продуктов метаболизма. Такое постоянство чрезвычайно важно для правильного протекания обменных процессов в клетках, так как деятельность всех ферментов, участвующих в метаболизме, зависит от pH. При патологических сдвигах pH крови активность разных ферментов изменяется в разной степени, и в результате точное взаимодействие между реакциями обмена может нарушиться. В регуляции кислотно-щелочного равновесия (т. е. в поддержании постоянства pH крови) участвует несколько механизмов. К ним относятся буферные свойства крови, газообмен в легких и выделительная функция почек.