2.1 Бикарбонатный буфер

Бикарбонатный буфер представляет собой пару слабой кислоты H₂CO₃ и слабого основания - бикарбоната, а точнее его соли - NaHCO₃.

Константа диссоциации бикарбонатного буфера (pK) равна 6,1. Это далеко от среднего значения pH, поэтому мощность бикарбонатного буфера не слишком велика. Тем не менее, бикарбонатный буфер является наиболее эффективной буферной системой. Во первых, концентрация бикарбоната во внеклеточной жидкости довольно высока, во-вторых, оба компонента буферной пары легко контролируются дыхательной (CO₂) и мочевыделительной (HCO₃^-) системами. Тонкий баланс pH возможен в основном только благодаря способности легких и почек изменять соотношение H₂CO₃/NaHCO₃ (CO₂/HCO₃^-).

Как говорилось выше, угольная кислота образуется в результате взаимодействия углекислого газа и воды:

CO₂ + H₂O ↔ H₂CO₃

Угольная кислота в свою очередь диссоциирует на водород и бикарбонат:

H₂CO₃ ↔H⁺ + HCO₃^-

Эта реакция также является двунаправленной, только диссоциация вправо проходит немного медленнее.

Бикарбонат в организме во внеклеточной жидкости существует в виде натриевой соли - NaHCO₃. Бикарбонатная соль быстро диссоциирует на натрий и бикарбонат:

NaHCO₃ → Na⁺ + HCO₃^-

Объединив все уравнения вместе, получим следующее:

CO₂ + H₂O ↔ H₂CO₃ ↔H⁺ + HCO₃^-

+

Na⁺

Так как диссоциация угольной кислоты слабая, концентрация ионов водорода в норме очень мала.

Допустим, в буферную систему попала сильная кислота, например, HCL, которая в водном растворе диссоциирует на H⁺ и Cl^-. Имеющийся в бикарбонатном буфере HCO₃^- («летучий буфер») присоединяет ионы водорода с образованием H₂CO₃, который, в свою очередь, диссоциирует на воду и углекислый газ. Натрий из бикарбонатного буфера присоединяет оставшийся ион хлора. В целом данная реакция выглядит так:

1. NaHCO₃ → Na⁺ + HCO₃^-

2. HCL → H⁺ + Cl^-

3. H⁺ + HCO₃^- → H₂CO₃ → H₂O + CO₂

4. Na⁺ + Cl^- → NaCl

В результате формируется больше угольной кислоты, что в свою очередь увеличивает продукцию углекислого газа и воды. Физиологический смысл этой реакции заключается в том, что поступившая сильная кислота HCl реагирует с HCO₃^-, превращаясь в слабую кислоту H₂CO₃. Угольная кислота диссоциирует на H₂O и CO₂. Избыток CO₂ эффективно выводится легкими, причем снижение уровня HCO₃^- будет отражать количество добавленной кислоты.

Пример 1.

Если количество соляной кислоты будет равно 5 ммоль/л, то количество оставшегося бикарбоната будет равно разности [HCO₃^-]_норма и N, где N – количество добавленной кислоты, то есть: [HCO₃^-]_{остаток} = 24 ммоль/л – 5 ммоль/л = 19 ммоль/л.

или

5 ммоль/л H⁺ + 24 ммоль/л HCO₃^- → H₂CO₃ → 5 ммоль/л CO₂ + H₂O + 19 ммоль/л HCO₃^-

Образовавшийся в ходе реакции CO₂ при не нарушенной функции легких выделяется в атмосферу, так что величина PaCO₂ не изменится. Помимо того, развивающаяся при ацидозе гипервентиляция будет приводить к гипокарбии. Следовательно, бикарбонатный буфер эффективен для компенсации метаболического, но не респираторного, ацидоза.

Если во внеклеточную жидкость попадает сильное основание, например, NaOH, реакция будет следующей:

NaOH + H₂CO₃ → NaHCO₃ + H₂O

Физиологическая роль этой реакции заключается в образовании слабого основания NaHCO₃ из более сильного NaOH.

Уменьшение количества H₂CO₃ в этом случае приводит к сдвигу реакции диссоциации угольной кислоты вправо:

CO₂ + H₂O → H₂CO₃ →H⁺ + ↑HCO₃^-

+ +

NaOH Na⁺

Сдвиг диссоциации H₂CO₃ вправо приводит к снижению количества CO₂ в крови. Углекислый газ здесь расходуется на восстановление прежнего уровня угольной кислоты. Уменьшение CO₂ приводит к снижению активности дыхательного центра, что вызывает гиповентиляцию. Гиповентиляция замедляет элиминацию углекислого газа, восстанавливая его прежние значения. Избыток образовавшегося бикарбоната эффективно выводится почками.

Уравнение Гендерсона-Хассельбальха для бикарбонатного буфера можно модифицировать:

[H⁺] = 24 × PaCO₂/[HCO₃^-]

Нормальное содержание PaCO₂ около 40 мм. рт. ст., нормальный уровень бикарбоната – 24 ммоль/л, соответственно, нормальная концентрация ионов водорода будет составлять:

H⁺ = 24 × 40/24 = 40 нмоль/л.

Данное уравнение (уравнение Касье-Блейка) позволяет также вычислить концентрацию ионов водорода по величине pH:

Таблица 1. Взаимосвязь pH и H⁺

pH	[H+] нмоль/л
6,80	158
6,90	126
7,00	100
7,10	79
7,20	63
7,30	50
7,36	44
7,37	43
7,38	42
7,39	41
7,40	40
7,41	39
7,42	38
7,43	37
7,44	36
7,50	32
7,60	25
7,70	20
7,80	19
8,00	10

При снижении pH менее 7,40 на каждые 0,01 от заданной величины прирост [H⁺] будет составлять в среднем 1,25 нмоль/л; при повышении pH на каждые 0,01 от 7,40 снижение [H⁺] будет составлять 0,8 нмоль/л. Для pH в пределах 7,28-7,45 реальное количество ионов водорода будет соответствовать логарифмически рассчитанному значению по ближайшей 0,01 единице pH. Если pH выходит за указанные пределы, расчетное значение количества H⁺ будет всегда ниже, чем фактическое, несоответствие будет составлять 11% при pH = 7,1 и 5% при pH = 7,5.

Используя данную таблицу, зная значения pH крови и парциального давления углекислого газа в плазме можно рассчитать концентрацию [HCO₃^-].

Пример 2. pH = 7,20

PaCO₂ = 28 ммоль/л

Сперва рассчитаем должную величину [H⁺]. Так как присутствует ацидоз, то количество протонов водорода будет повышено; т. к. нормальному значению pH соответствует значение [H⁺] = 40 нмоль/л, то уравнение будет выглядеть следующим образом:

[H⁺] = 40 нмоль/л + [(pH_норма – pH_{больного}) × 1,25] = 40 + [(40 – 20) × 1,25] = 65 нмоль/л, что приблизительно соответствует табличному значению.

Исходя из уравнения Касье-Блейка,

[HCO₃^-] = 24 × PaCO₂/[H⁺] = 24 × 28/65 = 10,33 ммоль/л.

Зная, что средние значения PaCO₂ составляют 40 мм. рт. ст., уравнение Касье-Блейка можно применить и к примеру 1, рассчитав по нему количество протонов водорода и кислотность измененной среды в целом после буферизации раствора кислоты:

[H⁺] = 24 × PaCO₂/[HCO₃^-] = 24 × 40/19 = 50,5

Применив таблицу, легко выясним, что кислотность будет приблизительно составлять 7,3. Следовательно, ацидоз в данном случае развивается вследствие потерь бикарбоната, израсходовавшегося на нейтрализацию кислоты.