Часть IV. Физиология систем внутренних органов

Существуют три основные системы, деятельность которых направлена на регуляцию содержания ионов H⁺ в жидких средах, препятствующих возникновению ацидоза или алкалоза.

► Буферные системы жидких сред организма, которые немедленно вступают в химическую реакцию с кислотой или щелочью, предотвращая изменения содержания ионов H⁺. Буферные системы не выводят протоны и не увеличивают их содержания в организме, они связывают H⁺ до тех пор, пока не восстановится кислотно-основное равновесие.

► Система дыхания, которая регулирует выведение СО₂ легкими (следовательно, Н₂СО₃) из внеклеточной жидкости.

► Почки, которые способны выделять кислую или щелочную мочу, компенсируя таким образом состояние развившегося ацидоза или алкалоза.

Первые две системы предотвращают развитие значительных изменений в содержании ионов H⁺, пока более медленные механизмы третьей системы - выделительной - не устранят избыточное содержание кислот или оснований. По сравнению с другими системами почки действуют медленнее (несколько часов или суток), но эффективность их деятельности в поддержании кислотно-основного равновесия является гораздо более высокой.

Буфером называют любое вещество, способное обратимо связываться с протонами. Общая схема буферных реакций имеет следующий вид:

Буфер + H⁺ ↔H Буфер. (27.5)

В этом примере свободный протон связывается с буферным соединением, образуя слабую кислоту, где протон может оставаться в связанном виде или вновь диссоциировать. При увеличении [H⁺] реакция сдвигается вправо, а при снижении - влево. Благодаря этому механизму изменения содержания ионов H⁺ в жидких средах минимальны.

Реакции диссоциации слабой кислоты НА на ионы водорода Н+ и сопряженное основание А^-подчиняются закону действующих масс. Кинетику таких реакций описывает уравнение:

(27.6)

где величины, приведенные в квадратных скобках, - молярные концентрации веществ, участвующих в реакции; K'- константа равновесия, или диссоциации.

Если содержание ионов H⁺ повышается, то для сохранения равновесия в соответствии с законом действующих масс должна увеличиваться и концентрация недиссоциированной кислоты. Это означает, что степень диссоциации кислоты несколько уменьшается, и происходит связывание свободных ионов H⁺, добавленных в раствор.

В результате рН изменяется меньше, чем следовало бы ожидать, исходя из количества добавленных ионов H⁺. Столь же незначительные сдвиги рН происходят и при снижении [H⁺]. Нивелировка влияния добавленных в раствор ионов Н⁺ или ОН⁺ называется буферным эффектом.

Значение буферных систем для организма можно понять, приняв во внимание, что, несмотря на образование в течение суток сравнительно высокого количества кислых продуктов, [H⁺] в жидких средах остается на низком уровне. Например, с пищей или в результате обменных процессов в сутки образуется около 80 мэкв ионов H⁺, тогда как их концентрация составляет лишь около 0,00004 мэкв/л. При отсутствии буферных систем образование в организме или всасывание в ЖКТ такого количества кислых продуктов должно приводить к значительным изменениям [H⁺].

Для количественной оценки буферного эффекта можно прологарифмировать уравнение (27.6) и взять отрицательные логарифмы всех величин:

(27.7)

(27.8)

Подобное уравнение для буферных систем, выведенное из закона действующих масс, называется уравнением Гендерсона-Гассельбаха. Величина рK', так же как и K', - константа, характеризующая свойства системы (рK' = -lgK'). Уравнение (27.8) можно представить в следующем виде:

(27.9)

где

(27.10)

Величина α, называемая степенью диссоциации, равна отношению концентрации сопряженного основания [А^-] к сумме концентраций кислоты и основания ([НА] + [А^-]). Степень диссоциации может изменяться лишь в ограниченных пределах рН, равных рK'±2 (рис. 27.10).

Рис. 27.10. Зависимость степени диссоциации слабой кислоты от рН. рK' - отрицательный логарифм константы равновесия K'