Кислотно-щелочное равновесие крови

Страница: 1/3

Кислотно-щелочное равновесие крови.

План :

Ι. Образование и выделение кислот

1. Формирование угольной кислоты

2. Формирование неугольных кислот

3. Способы поддержания концентрации Н+ в нормальных пределах

ΙΙ. Ионы водорода и рH

1. Химические основы

2. Представление о рH и концентрации водорода

ΙΙΙ. Буферные свойства крови

1. Гидрокарбонатный буфер

2. Фосфатный буфер`

3. Белковый буфер

4. Гемоглобиновый буфер

5. Буферные основания

lV. Механизмы регуляции рH

1. Участие дыхательной системы

2. Участие почек

3. Ацидоз и алкалоз

4. Оценка КЩР

I.Образование и выделение кислот.

Любой организм образует большое количество кислот в 2ух формах: угольной (летучей ) и в нелетучей (фиксированной) кислотах.

РН жидкостей организма слегка щелочная, поддерживается на уровне 7,4. Большая часть ионов водорода образуется как конечный продукт метаболизма. Пути удаления кислот включают почки, легкие, ЖКТ.

Формирование угольной кислоты

Т.к. диоксид углерода (СО2) может образовываться из Н2СО3 и, далее, СО2 может удаляться легкими, то Н2СО3 называется летучей кислотой.

А) К несчастью, протон-донорно- акцепторная классификация Бренстеда не допускает классификацию СО2 как кислоты, но углекислый газ функционирует как единственная слабая кислота жидкостей организма.

Б) Большая часть СО2 извлекается из окислительного метаболизма.

Формирование неугольных кислот.

Гораздо меньше образуется фиксированных кислот, кислот которые называются нелетучими, т.к. они не могут превращаться в СО2. Неугольные кислоты организм получает из 3ех источников: пища, промежуточный метаболизм и потеря бикарбонатов со стулом.

А) Пища. Богатая белками диета больше способствует образованию кислот, чем щелочей. Такие компоненты пищи, как глюкоза, триглицериды, не являются компонентами в организме, но метабилизируются в СО2, большинство которого гидратируется в форму Н2СО3, которая диссоциирует на Н+ и НСО3¯ . Растительная пища образует избыток щелочей, которые должны быть выведены почками.

Б) Промежуточный метаболизм. Метаболизм веществ пищи склонен к закислению жидкостей организма. Некоторые продукты обладают ощелачивающим действием. Например, поступление большого количества органических кислот, содержащихся во фруктах (лактат, цитрат, изоцитрат), ведет к защелачиванию жидкостей организма, т.к. в процессе метаболизма эти органические ионы превращаются в СО2 и Н2О. А этот процесс ведет к расходу Н+. Около 40-60 ммоль органических и неорганических кислот, в образовании которых участвует СО2, образуются ежедневно. Около половины этих кислот нейтрализуется основаниями, поступающими с пищей, но

остальные должны нейтрализоваться буферными системами организма.

Метаболизм пищевых компонентов - важный источник некарбоновых кислот.

1. Лактат образуется при анаэробном окислении глюкозы или гликогена. В случае физической нагрузки и гипоксии чрезмерное образование молочных кислот приводит к временному увеличению синтеза неорганических кислот.

2. Ацетоацетат и β- гидроксибутират образуются при метаболизме триглицеридов. Это кетоновые тела, которые образуются из неорганических кислот при голодании. После еды ацетоацетат и β-гидроксибутират подвергаются дальнейшему расщеплению до СО2 и Н2О.

3. Фосфорная кислота образуется при метаболизме фосфолипидов и служит значительным источником Н+.

4. Серные кислоты образуются при распаде белков, содержащих такие аминокислоты, как цистеин, метионин- в которых есть сульфидная группа.

5. Мочевая кислота - продукт метаболизма нуклеотидов.

C) Потеря НСО3¯ со стулом.

Пища содержит органические соли - анионы и катионы- которые могут превращаться в производные неорганических кислот и оснований. Органические анионы, которые подвергаются в организме метаболизму до НСО3¯, включают ацетат, цитрат и в присутствии инсулина- анионы кетокислот.

Пищеварительные процессы приводят к потере 40-60ммоль щелочей с выделениями, что равнозначно прибавке нелетучих кислот в организме.

Способы поддержания концентрации Н+ в нормальных пределах

1. Комбинация Н+ с химическими буферами НСО3 ¯, протеины, фосфаты и гемоглобин .

2. Выделение СО2 с легочной вентиляцией.

3.Экскреция Н+ почками.

II. Ионы водорода и рН.

Химические основы

Н+ - это протон, т.е. атом водорода без своего орбитального электрона; Н+ в водном растворе присутствует как гидроксид-ион или Н3О +. Присоединение и отдача Н+ лежит в основе кислотно-щелочной химии. На сегодняшний день принята теория кислотно-щелочного отношения Бренстеда.

Кислоты - вещества, которые в растворах отдают ионы водорода, т.е. являются донорами Н+. ( NH4+ - Н+ + NH3).

Основания - вещества, принимающие ион водорода, т.е. являющиеся акцепторами Н+. ( ОН¯+ Н+ - Н2О).

Реакция диссоциации :

НА Н+ + А¯

При протекании этой реакции в прямом направлении НА представляет собой кислоту. Когда эта реакция осуществляется в обратном направлении анион А¯ является основанием (ОН¯связывает ионы водорода). А¯ называют сопряженным основанием. Между реакциями диссоциации и ассоциации существует равновесие, подчиняющееся закону действия масс. В случае сильных кислот, например, HCl, равновесие в реакции HCl- Н+ + Cl¯ Значительно смещено вправо. Если же НА представляет собой слабую кислоту, то диссоциация происходит не полностью, степень ее зависит от константы равновесия.

α =

рис.1 Зависимость степени диссоциации от рН. рК' - отрицательный логарифм константы равновесия К'.

Предcтавление о рН и [Н+]

1. Концентрация Н+ выражается 2мя методами: прямо через [H+] или через рН. Отношение между [Н+] и рН может быть выражено как:

РН = lg

РН = - lg [H+]

[H+] = 10-рН

Важнейшие буферные кислоты при физиологических концентрациях организма представлены в табл.1

Доноры Н+ (сопряженные кислоты) Протон Акцепторы Н+ (сопряженные основания)

Н2СО3 ↔ Н+ + НСО3¯

Н2РО4 ↔ Н+ + НРО4¯

Н·белок ↔ Н+ + Кон.белок

ННbO2 ↔ Н+ + HbO2

ННb ↔ Н+ + Hb¯

Сопряженные кислоты могут быть как анионами, так и катитонами, сопряженные основания обычно анионы ; НСО3¯ - сопряженное основание способно стать и кислотой

2. РН.

Кислотность или основность раствора зависит от содержания в нем свободных ионов водорода. По определению рН представляет собой отрицательный десятичный логарифм молярной концентрации ионов Н+. РН -это неисчисляемая величина и не может трактоваться так: ее нельзя представить в концентрационных единицах или как “концентрация рН”. Реально это величина, обратная концентрапции, логарифм которой представляет рН как отношение объема к эквиваленту, т.е. это логарифмическое выражение объема, содержащего 1экв Н+.

У человеческой плазмы с рН=7,4 ( т.е. [H+] = 40· 10 моль (экв/л). Этот объем равен 25 млн. литров.

Т.к. рН - логарифмическое выражение [H+] , что позволяет графически выразить широкий ряд значений [H+]. Очень важно указать, что рН и [H+] находятся в обратно пропорциональных отношениях. Другим преимуществом концепции рН является то, что когда известна рК буфера, сразу же можно определить пределы рН для этого буфера

Недостатком системы рН является то, что приходиться использовать логарифмы для определения [H+]. Например, невозможно сразу определить, что уменьшение рН с 7,4 до 7,6 означает удвоение [H+] с 40 нмоль/л до 80 нмоль/л.

1. Измерение рН.

Для более точного и непрерывного измерения рН широко применяется электрометрическая регистрация ( прибор рН-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 в раствор по две стороны стеклянной мембраны создается разность потенциалов, величина которой в соответствии с уравнением Нернста :

Еion =

Зависит от рН исследуемого раствора. Эта разность потенциалов фиксируется с помощью неполяризующегося электрода. В настоящее время в рН-метрах используют простые в обращении датчики, в которых измерительный электрод и электрод сравнения заключены на шкалу или электронное табло. Перед началом измерения прибор должен быть откалиброван при помощи стандартных буферных растворов.

2. Постоянство рН артериальной крови.

РН артериальной крови человека ( при 37°С ) колеблется от 7,37 до 7,43, составляя в среднем 7,4. Необходимо уточнить, что эти значения характерны для плазмы крови (стеклянный электрод, погруженный в кровь, соприкасается именно с плазмой ). В эритротроцитах величину рН измерить трудно. Как было установлено, внутри эритроцита она составляет примерно 7,2-7,3 , т.е. отличается от рН плазмы. Как правило, термин “рН крови” относится к рН плазмы.

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

Реферат опубликован: 18/04/2005 (9251 прочтено)