Глава 10. Кислотно-основное состояние

Распознав болезни скрытого течения,
нам искусный медик дарит исцеление.

Абу Али Ибн Сина

На сегодняшний день существует два основных подхода для трактовки кислотно-основного состояния крови: традиционный подход к клинической кислотно-щелочной интерпретации (иногда называемый бикарбонатно-центрированным подходом) и альтернативный подход Стюарта, главной особенностью которого является позиционирование рН и концентрации бикарбоната в качестве зависимых переменных.

Классический подход основан на теории Лоури–Бренстеда, в которой кислоты определяются как вещества, способные отдавать протоны, а основания — как вещества, способные принимать протоны. В 1960 г. произошло знаменательное событие — Сигаард-Андерсон и Энгель ввели понятие «избыток оснований» (Base Excess — BE) [1]. BE — это количество основания или кислоты, которое необходимо удалить или добавить к образцу крови для достижения рН цельной крови in vitro до 7,4 при температуре 37 °С и pCO₂ — 40 мм рт.ст. BE учитывает состояние буферов гемоглобина и плазмы (гидрокарбонатного и белкового). В течение первых 17 лет этот расчет основывался на оригинальной, экспериментально определенной, известной многим под названием «номограмма Сигаард-Андерсона» (рис. 10.1). После этого сообщество практикующих врачей разделилось на две школы — Бостонскую (адептов бикарбонатно-центрированной теории) и Копенгагенскую (последователей BE).

Рис. 10.1. Кислотно-щелочная номограмма Сигаард-Андерсона

Как известно, кислотно-щелочное состояние среды определяется содержанием ионов водорода. В норме концентрация ионов водорода в крови представляет собой очень маленькую величину и составляет примерно 40 нмоль/л, расчеты в молях на литр становятся громоздкими. Проблема выражения столь малых концентраций решается использованием отрицательного логарифма. pH-отрицательный десятичный логарифм молярной концентрации ионов водорода: pH = –lg [H⁺]. При рН 7,0 концентрация ионов водорода составляет 0,0000001 ммоль/л, или 10^–7 ммоль/л. Когда наблюдается повышение/понижение pH артериальной крови пациента, врачи не всегда представляют реальное изменение концентрации ионов водорода.

Десятичный логарифм числа 2 равен 0,3 (2=10^0,3). Падение pH на 0,3 единицы, например с 7,40 до 7,10, означает повышение концентрации ионов водорода в два раза (с 40 до 80 нмоль/л).

Кислотно-основное состояние крови влияет на конформацию белка, а значит, и на функцию рецепторов, ионных каналов, активность ферментов и т.д. Очевидно, что в организме существуют системы, предотвращающие резкие колебания pH, которые называются буферными. Элементами буферных систем являются вещества, способные обратимо связывать протоны.

Центральное место среди буферных систем организма занимает бикарбонатная буферная система. Традиционный подход оценки кислотно-основного состояния основан на взаимосвязи между HCO₃ и pCO₂ в уравнении Гендерсона–Хассельбальха:

pH = pK+log HCO₃^–/(0,03×pCO₂).

Из формулы следует, что pH прямо пропорционален концентрации бикарбоната и обратно пропорционален концентрации углекислого газа.

Однако традиционный подход не способен в полной мере объяснить ацидоз, развивающийся при массивной инфузии несбалансированных кристаллоидных растворов.

Альтернативная модель Стюарта. В 1981 г. Peter Stewart предложил свою концепцию интерпретации кислотно-щелочного состояния крови [2]. Считается, что теория Стюарта не противоречит, а дополняет традиционный подход к оценке кислотно-основного состояния [3].

Теория Стюарта основана на распределении электрического заряда, где pH и ион гидрокарбоната являются зависимыми переменными, значение которых определяется взаимоотношением трех независимых переменных:

1. разницей сильных ионов (Strong Ion Difference — SID);
2. общим количеством всех слабых нелетучих кислот (ATOT — total concentration of non-volatile weak acid);
3. pCO₂.

рН любой жидкости организма зависит от способности диссоциации в водном растворе с определенным pCO₂, слабыми кислотами и некоторыми электролитами [4]. Стюарт объединил в своем подходе закон действующих масс, сохранения массы и электрической нейтральности. Все вещества в зависимости от способности к диссоциации (KA — константы диссоциации) распределяются на сильные ионы, слабые ионы и неэлектролиты.

Сильные ионы существуют в растворе в виде электролитов. Сильные ионы в основном неорганические (Na⁺, Cl^–, K⁺), органические представлены в первую очередь лактатом.

Слабые ионы лишь частично диссоциируют в растворе. Неполная диссоциация подразумевает, что раствор содержит слабую кислоту и продукты ее диссоциации:

[H⁺]×[A^–]=KA×[HA].

К слабым ионам относятся:

• летучие соединения: угольная кислота:

H₂O + CO₂ ↔ H₂CO₃ ↔ H⁺ + HCO₃^–;

• нелетучие соединения: альбумин, фосфаты, ураты.