Zusammenfassung
Die Körperflüssigkeiten sind ständig schwankenden Konzentrationen protonenfreisetzender Säuren und protonenaufnehmender Basen ausgesetzt. Der Protonengehalt einer Lösung wird über den pH-Wert angegeben. Viele biochemische Prozesse des Körpers benötigen eine pH-Konstanz. Schwankungen des pH-Wertes führen zu Denaturierung und Funktionsverlust von Proteinen und müssen daher durch ein Zusammenspiel von im Blut gelösten Puffersystemen, Lungen und Nieren kompensiert werden. Bei Dekompensation der Mechanismen, z.B. bei schlecht eingestelltem Diabetes mellitus, kann es zur Übersäuerung des Blutes (Azidose) kommen. Umgekehrt kann ein übermäßiger Verlust von Protonen, wie etwa durch Hyperventilation, zu einer Alkalisierung des Blutes (Alkalose) führen.
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Chemische Grundlagen
Viele anorganische sowie organische Stoffe reagieren entweder „sauer“ oder „basisch“. Zu dieser Stoffeigenschaft existieren mehrere Definitionen, von denen hier die nach Brønsted vorgestellt wird. Die Definition nach Lewis wird im Kapitel Redoxchemie behandelt.
Säure-Basen-Definition nach Brønsted
- Säure: Protonendonator (von lat. donare = „geben“)
- Bsp. HCl (= Salzsäure): HCl + H2O ⇄ Cl− + H3O+
- Base: Protonenakzeptor (von lat. accipere = „annehmen“)
- Bsp. C5H5N (= Pyridin): C5H5N + H2O ⇄ C5H6N+ + OH−
- Korrespondierende Säure-Basen-Paare: Gibt eine Säure ein Proton ab, wird sie automatisch zu einer Base und kann nun Protonen aufnehmen – man spricht von einer konjugierten Base. Die konjugierte Base und die ursprüngliche Säure bilden ein korrespondierendes Säure-Base-Paar.
- Bsp. HCl (= Salzsäure): HCl [Säure] + H2O [Base] ⇄ Cl− [konjugierte Base zu HCl] + H3O+ [konjugierte Säure zu H2O]
- Ampholyt: Verbindungen, die je nach herrschendem pH-Wert als Protonendonatoren oder als Protonenakzeptoren wirken können
- Bsp. Wasser: H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH-
- Bsp. Aminosäuren, siehe auch: Säure-Basen-Eigenschaften der Aminosäuren
- Bsp. Wasser: H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH-
Säure- und Basenstärke
Nicht alle Säuren und Basen reagieren gleich stark: Sie lassen sich in starke und schwache Säuren bzw. Basen unterteilen. Diese Unterteilung hat u.a. Relevanz bei pH-Wert-Berechnungen und der Zusammensetzung von Puffern.
- Säurestärke: Die Stärke einer Säure ist über die Vollständigkeit ihrer Protonenabgabe (= Dissoziation) definiert.
- Maßzahl: Gleichgewichtskonstante KS des Massenwirkungsgesetzes für die Deprotonierungsreaktion der Säure
- Berechnung (z.B. für Salzsäure): KS = ([H3O+] × [Cl−]) / [HCl]
- KS >1: Starke Säure
- KS <1: Schwache Säure
- pKS-Wert: Negativer dekadischer Logarithmus des KS-Wertes
- Beispiel: HCl (Salzsäure) ist mit ihrem negativen pKS-Wert von −6 eine stärkere Säure als H3PO4 (Phosphorsäure, pKS = 2)
- Säurestärke von Carbonsäuren: Die Säurestärke einer Carbonsäure steigt, wenn am Carbonyl-C-Atom ein stark elektronenziehender Substituent sitzt, der dabei hilft, die negative Ladung des Säureanions zu stabilisieren. Ein Beispiel dafür ist die Trichloressigsäure.
- Maßzahl: Gleichgewichtskonstante KS des Massenwirkungsgesetzes für die Deprotonierungsreaktion der Säure
- Basenstärke: Die Stärke einer Base ist über die Vollständigkeit ihrer Protonenaufnahme (= Protonierung) definiert.
- Maßzahl: Gleichgewichtskonstante KB des Massenwirkungsgesetzes für die Protonierung der Base
- Berechnung (z.B. für Ammoniak): KB = ([OH−] × [NH4+]) / [NH3]
- KB > 1: Starke Base
- KB < 1: Schwache Base
- pKB-Wert: Negativer dekadischer Logarithmus des KB-Wertes
- Maßzahl: Gleichgewichtskonstante KB des Massenwirkungsgesetzes für die Protonierung der Base
Je größer Ks bzw. je kleiner/negativer pKS ist, desto stärker ist eine Säure – je größer KB bzw. je kleiner/negativer pKB ist, desto stärker ist eine Base!
pH-Wert
- Definition: Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der H3O+-Konzentration in einer Lösung. Er ist eine dimensionslose Größe, wird also ohne eine zugehörige Einheit angegeben.
- Formel: pH = −lg[H3O+]
- Beispiel: In reinem Wasser beträgt die Konzentration an Hydronium-Ionen 10−7mol/L. Daraus wird mittels negativem dekadischen Logarithmus der pH-Wert von 7.
- pH-Skala: 0 (stark sauer) – 7 (neutral) – 14 (stark basisch)
- Interpretation: Der pH-Wert zeigt an, ob eine Lösung sauer oder basisch ist.
Bei Zugabe einer Säure zu einer Lösung wird sie sauer (Säure überträgt ihre Protonen auf H2O-Moleküle, somit sind mehr H3O+-Ionen als OH−-Ionen vorhanden)!
Bei Zugabe einer Base zu einer Lösung wird sie basisch (Base empfängt Protonen von H2O-Molekülen, somit sind mehr OH−-Ionen als H3O+-Ionen vorhanden)!
pH-Wert-Berechnung
Je nach Stärke einer Säure bzw. Base werden für die Berechnung des pH-Wertes verschiedene Formeln angewandt. Dabei werden Konzentrationsangaben im Folgenden mit c [in mmol/L] abgekürzt.
- Starke Säuren
- Schwache Säuren
- Beispiele: Kohlensäure (H2CO3), Zitronensäure (C6H8O7), Essigsäure (CH3COOH), Ammonium-Ion (NH4+), Phosphorsäure-Anionen (H2PO4−, HPO42−) , Propionsäure (CH3CH2COOH)
- pH-Formel: pH = ½ (pKS – lg[Säure])
- Beispielrechnung: Wie ist der pH-Wert einer 0,1-molaren Essigsäurelösung (pKS = 4,8)?
- Starke Basen
- Schwache Basen
Autoprotolyse und der pH-Wert von Wasser
Da Wasser ein Ampholyt ist, kann ein H2O-Molekül ein Proton auf ein zweites H2O-Molekül übertragen. Das eine Wassermolekül reagiert dabei als Säure und das andere als Base. Dieser Vorgang wird auch Autoprotolyse des Wassers genannt.
- Definition
- Protolyse: Chemische Reaktion, bei der ein Proton (H+) von einem Reaktionspartner auf einen zweiten übertragen wird (Protonenübertragungsreaktion)
- Autoprotolyse des Wassers: Ein H2O-Molekül überträgt ein Proton (H+) auf ein zweites H2O-Molekül
- Reaktionsgleichung: H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH-
- Aus dem Massenwirkungsgesetz für diese Gleichung lässt sich das sog. Ionenprodukt des Wassers berechnen (KW)
- In reinem Wasser ist die Anzahl von OH–- und H3O+-Ionen gleich, beide haben eine Konzentration von 10−7 mol/L (1 L Wasser enthält ca. 55 mol Wassermoleküle)
- Das Ionenprodukt des Wassers kann genutzt werden, um die pK-Werte eines korrespondierenden Säure-Basen-Paares zu berechnen: pKW = pKS + pKB = 14
Die folgende Tabelle verdeutlicht den Zusammenhang zwischen dem Überschuss entweder von Hydronium- oder Hydroxid-Ionen in einer Lösung und dem pH-Wert:
Zusammenhang zwischen der Konzentration von Hydronium- bzw. Hydroxid-Ionen und dem pH-Wert | |||
---|---|---|---|
Art der Lösung | [H3O+] | [OH−] | pH |
Wasser | 10−7 mol/L | 10−7 mol/L | 7 |
Saure Lösung | >10−7 mol/L | <10−7 mol/L | <7 |
Basische Lösung | <10−7 mol/L | >10−7 mol/L | >7 |
Neutralisation und der pH-Wert von Salzlösungen
- Neutralisation: Reaktion gleicher Mengen an Säure (H+-Äquivalente) und Base (OH−-Äquivalente) miteinander, wodurch pH = 7 (neutral) erreicht wird
- Produkte: Wasser und Salz
- Beispiel: HCl + KOH ⇄ H2O + KCl
Werden Salze in Wasser gelöst, ist der pH-Wert der resultierenden Lösung nicht immer neutral (pH = 7), sondern hängt von der Säure- und Basenstärke der Ionen ab!
pH-Wert-Berechnung verschiedener Salzlösungen | ||
---|---|---|
Reaktionspartner | Schwache Säure | Starke Säure |
Schwache Base |
|
|
Starke Base |
|
Rechenbeispiel (Natriumacetat):
Bei Reaktion von NaOH (= starke Base) mit Essigsäure (= schwache Säure) entsteht Natriumacetat (= ein schwach basisches Salz). Daher berechnet sich der pH-Wert über die Formel für schwache Basen:
- Gegeben sind: Konzentration Natriumacetat = 0,1mol/L und pKB (Acetat) = 9,25
- Einsetzen in die Formel (pH = 14 – ½ (pKB – lg[Base]))
- Es folgt: pH = 14 – ½ (9,25 – lg 0,1) = 14 – ½ (9,25 + 1) = 14 – 5,125 = 8,875 (schwach basischer pH-Wert)
Titration
Titration ist ein Verfahren zur experimentellen Bestimmung einer unbekannten Säure- oder Basenmenge in einer Lösung: Dazu werden exakte Mengen einer Base bzw. Säure hinzugegeben und die Veränderung des pH-Wertes mithilfe eines Indikators gemessen.
- Definition: Es gibt zwei verschiedene Formen der Titration
- Durchführung
- Ein passender Indikator wird ausgewählt.
- Einem Gefäß, das die zu untersuchende Säure (bzw. Base) enthält, wird tröpfchenweise das Titrationsmittel hinzugefügt.
- Der Farbumschlag zeigt das Erreichen des Äquivalenzpunktes an.
- Titrationskurve
- Erstellung
- y-Achse: Nach jeder Zugabe eines Tropfens des Titrationsmittels wird der pH-Wert gemessen und auf der y-Achse eingetragen.
- x-Achse: Die Menge des schon verbrauchten Titrationsmittels wird auf der x-Achse eingetragen.
- Besondere Kurvenpunkte
- Äquivalenzpunkt
- Definition: Hier befinden sich identische (= äquivalente) Mengen einer Säure (bzw. einer Base) und Titrationsmittel in der Lösung
- Funktion: Der Äquivalenzpunkt ermöglicht die Berechnung der gesuchten Säuremenge (bzw. Basenmenge)
- Bestimmung: Farbumschlag des Indikators, in der Titrationskurve als Punkt mit einem deutlichen pH-Sprung erkennbar (Wendepunkt im fast senkrechten Bereich)
- pH-Wert: Abhängig von der Stärke der Säure und Base
- Bei der Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base liegt der Äquivalenzpunkt im basischen Bereich
- Bei der Titration einer schwachen Säure mit einer schwachen Base oder einer starken Säure mit einer starken Base liegt der Äquivalenzpunkt bei einem neutralen pH-Wert von 7
- Halbäquivalenzpunkt
- Definition: Titriert man schwache Säuren oder Basen, ist an diesem Punkt die Hälfte der jeweiligen Säure oder Base neutralisiert
- Bestimmung: Halbäquivalenzpunkt ablesbar am halben Titrationsvolumen des Äquivalenzpunktes
- pH: Bei schwachen Säuren oder Basen entspricht der pH-Wert am Halbäquivalenzpunkt dem pKs- bzw. pKB-Wert der Säure bzw. Base
- Neutralpunkt
- Definition: Hier ist der neutrale pH-Wert erreicht
- Funktion: Der Neutralpunkt zeigt die verbrauchte Titriermittelmenge bis Einstellung eines neutralen pH-Wertes an
- Bestimmung: pH-Messung
- pH-Wert: 7
- Äquivalenzpunkt
- Erstellung
Puffer
Puffersubstanzen stabilisieren den pH-Wert von Flüssigkeiten. Dies macht sich der Körper in Form körpereigener Puffer (bspw. Bicarbonatpuffer) zunutze, um den pH-Wert des Blutes weitestgehend konstant zu halten.
- Definition: Wässrige Lösung von schwachen(!) korrespondierenden Säure-Basen-Paaren (z.B. Essigsäure/Acetat; Ammonium/Ammoniak )
- pH-Wert-Berechnung einer Pufferlösung
- Henderson-Hasselbalch-Gleichung: pH = pKS + lg(cB / cS)
- pKS = negativer dekadischer Logarithmus der Gleichgewichtskonstante der Säure, cB = Konzentration der Base = [Base], cS = Konzentration der korrespondierenden Säure = [Säure]
- Beispiel: Essigsäure (HAc)/Acetat (Ac-)-Puffer
- Henderson-Hasselbalch-Gleichung: pH = pKS + lg(cB / cS)
- Pufferkapazität: Entspricht der Menge einer Säure bzw. Base, die nötig ist, um den pH-Wert von 1 L Pufferlösung um ±1 zu verändern
- pH-Optimum (Puffer): pH-Wert, bei dem die Pufferlösung ihre maximale Pufferkapazität erreicht; liegt vor, wenn gleiche Stoffmengen von Säure und Base im Gemisch vorliegen, in diesem Fall gilt auch pH = pKS.
Physiologische pH-Werte und ihre Schwankungen
Funktion und Überleben eines Organismus sind an die Bedingung eines konstanten pH-Wertes geknüpft. Grund dafür ist v.a. die pH-sensible Raumstruktur der Proteine. Der Begriff „Säure-Basen-Haushalt“ bezeichnet die Gesamtheit der Regulationsmechanismen, die Abweichungen vom pH-Sollwert verhindern bzw. kompensieren sollen.
pH-Normwerte im Körper
Die Sekrete und Kompartimente des Körpers sind nach zunehmendem pH-Wert in nachfolgender Liste sortiert.
pH-Normwerte im Körper | |
---|---|
Sekret / Kompartiment | pH-Normbereich |
Magensaft | 1,0–4,0 |
Vaginalsekret | 4,0–5,0 |
Schweiß | 4,5 |
Urin | 4,5–7,9 |
Haut | 4,1–5,8 |
Speichel | 5,5–7,8 |
Galle | 6,5–8,2 |
Stuhl | 7,0 |
Zytoplasma | 7,0–7,3 |
Blutplasma | 7,35–7,45 |
Sperma | 7,2–8,0 |
Gebärmutterhalssekret | 7,0–8,5 |
Einen erniedrigten arteriellen Blut-pH-Wert (pH <7,35) bezeichnet man als Azidose, einen erhöhten arteriellen Blut-pH-Wert (pH >7,45) als Alkalose.
Einflüsse auf den pH-Wert im Körper
Es gibt verschiedene physiologische Ursachen für Schwankungen des pH-Wertes im Körper, z.B. entsteht im Citratzyklus u.a. die flüchtige Säure CO2. Die Bildung und Ausscheidung von sauren und basischen Stoffwechselprodukten kann durch unterschiedliche Regulationsmechanismen im Gleichgewicht gehalten werden.
Einflüsse auf den pH-Wert im Körper | ||
---|---|---|
Säuren | Basen | |
Konzentrationszunahme |
|
|
Konzentrationsabnahme |
|
Regulation des Säure-Basen-Haushalts durch Puffersysteme
Um die Konstanz des pH-Wertes im Körper zu gewährleisten, besitzt der Körper mehrere permanent aktive Regulationssysteme, die sich zum einen in die Pufferlösungen der Körperflüssigkeiten und zum anderen in die organbezogenen Systeme gliedern lassen. Der Mensch besitzt mehrere Puffersysteme, die akute pH-Wert-Schwankungen des Blutes ausgleichen und seinen pH-Wert konstant um 7,4 halten. 99,99% aller plötzlich anfallenden Protonen werden über die Puffersysteme abgefangen.
Offene Puffersysteme
Offene Puffersysteme zeichnen sich dadurch aus, dass ein Reaktionspartner aus dem System entfernt werden kann (z.B. über die Lunge oder die Nieren), wodurch die Pufferkapazität gesteigert wird. Die zwei wichtigsten offenen Puffersysteme des Menschen sind das Bicarbonat- und das Ammoniumpuffersystem.
Bicarbonatpuffersystem
Der Bicarbonatpuffer ist das wichtigste Puffersystem des Menschen. Er wirkt als offenes Puffersystem an der Ausscheidung saurer Valenzen über die Lunge durch Abatmen von CO2 mit. Mit 20–28 mmol/L stellt das Bicarbonatpuffersystem etwa 50% der Gesamtpufferkapazität des Blutes.
- Puffersystem: H2O + CO2 ⇄ H2CO3 (≈ HCO3− + H+)
- Beispiel
- Eigenschaften bei Konzentrationsänderung
- Steigt die Konzentration der korrespondierenden Base HCO3−, so steigt der pH-Wert
- Steigt die Konzentration des als schwache Säure wirkenden CO2, so sinkt der pH-Wert
- Funktion: Pufferung des Blut-pH-Wertes durch im Blut gelöstes CO2
Effektivität des Puffers: Steigt bei Alkalose (pH↑) und sinkt bei Azidose (pH↓)
Ammoniumpuffersystem
Das Ammoniumpuffersystem ist ein wichtiges Regulationssystem der renalen Säure-Basen-Ausscheidung, mit dem saure Stoffe zwar nur in geringer Menge, dafür aber dauerhaft ausgeschieden werden können. Zusätzlich ist das System an der renalen Gluconeogenese, der De-novo-Synthese von Bicarbonat und der Regulation des intrazellulären pH-Wertes beteiligt.
- Reaktion: NH3 + H+ ⇄ NH4+
- Funktion
- Ermöglicht H+-Ausscheidung über den Harn in Form von NH4+
- HCO3−-sparende Methode der NH3-Ausscheidung
Geschlossene Puffersysteme
Geschlossene Puffersysteme haben eine niedrigere Pufferkapazität als offene Puffersysteme. Sie zeichnen sich dadurch aus, dass die Summe der Konzentration von Säure und konjugierter Base konstant bleibt.
Proteinpuffersystem
Proteine im Blut können über ionisierbare Seitengruppen als Puffer fungieren. Das Hämoglobin der Erythrozyten und Albumin spielen dabei aufgrund ihrer hohen Konzentration die größte Rolle.
- Reaktion: H+-Aufnahme über reaktive Gruppen der Aminosäuren (siehe auch: Säure-Basen-Eigenschaften der Aminosäuren)
- Basischer Imidazolring von Histidin: Der Imidazolring von Histidin hat einen pKS-Wert von 6,0 nahe dem physiologischen pH-Bereich, weshalb Histidin einen besonders hohen Stellenwert für die Pufferfunktion der Plasmaproteine hat
- Amino- und Carboxylgruppen aller Aminosäuren
- Funktion: Regulation des Blut-pH-Wertes (stellt 50% der Gesamtpufferkapazität des Blutes)
- Hauptvertreter
- Albumin
- Hämoglobin: Desoxygeniertes Hämoglobin (= Hb) weist eine geringere Azidität auf als oxygeniertes Hb → Desoxy-Hb nimmt bei gleichem pH-Wert eher H+ auf als Oxy-Hb
Phosphatpuffersystem
Das Phosphatpuffersystem ist wichtig für die Regulation sowohl des intrazellulären pH-Wertes aller Körperzellen als auch des Urin-pH-Wertes.
- Reaktion: PO43− + 3 H+ ⇄ HPO42− + 2 H+ ⇄ H2PO4− + H+ ⇄ H3PO4
- Funktion
- Regulation des intrazellulären pH-Wertes
- Regulation des Urin-pH-Wertes in Form von HPO42– und H2PO4– (vgl. Protonensekretion im Kapitel Tubuläre Transportprozesse)
Regulation des Säure-Basen-Haushalts in den Organen
Die Puffersysteme des Körpers können pH-Verschiebungen nur kurzfristig und in begrenztem Umfang kompensieren. Ohne intakte Funktion von Lungen und Nieren bricht das Säure-Basen-Gleichgewicht zusammen und es können lebensbedrohliche Zustände eintreten.
Die Rolle der Lunge bei der pH-Regulation
Die Aufgabe der Lunge innerhalb des Säure-Basen-Haushalts ist das Abatmen der „flüchtigen Säure“ CO2, die im Körper permanent als Abbauprodukt des Energiestoffwechsels entsteht. Nur wenn der arterielle CO2-Partialdruck konstant gehalten wird, bleibt auch der Blut-pH-Wert unverändert.
- Mechanismus: Elimination der flüchtigen Säure CO2 über die Ausatemluft
- CO2-produzierende Reaktionen im Körper
- Physiologisch: Stoffwechsel → Oxidation der C-Atome von Kohlenhydraten, Fetten und Proteinen/Aminosäuren → CO2
- Pathologisch: Bei Kompensation metabolischer Azidosen durch das Bicarbonatpuffersystem → HCO3− + H+ ⇄ H2O + CO2
- Bilanz: Elimination von durchschnittlich 16.000 mmol CO2 pro Tag
- CO2-produzierende Reaktionen im Körper
- Regulation
- CO2-Atemantrieb: pCO2-Anstieg im Blut → Stimulation der Atmung
- pH-Atemantrieb: pH-Abfall im Blut → Stimulation der Atmung
- Mechanorezeptoren: Grad der körperlichen Aktivität wird in Skelettmuskulatur/Gelenken gemessen
Hyperventilation führt durch Abatmen der schwachen Säure CO2 zu einem pH-Anstieg (Alkalose), während bei Hypoventilation vermehrt CO2 im Körper verbleibt und es so zu einem pH-Abfall kommt (Azidose)!
Die Rolle der Nieren bei der pH-Regulation
Die Nieren regulieren den pH-Wert über zwei Mechanismen: Einerseits scheiden sie überschüssige H+-Ionen größtenteils in Form von NH4+ und HPO42− aus. Andererseits halten sie die HCO3−-Konzentration im Blut aufrecht, indem sie es aus dem Harn reabsorbieren und HCO3−-De-novo-Synthese betreiben. Bei Interesse siehe dazu auch Protonensekretion und Bicarbonatresorption.
- Ausscheidung saurer Valenzen
- Protonensekretion: Über den Na+/H+-Antiporter im proximalen Tubulus und eine H+-ATPase sowie H+/K+-ATPase der Schaltzellen im späten distalen Tubulus und Sammelrohr
- Regulation
- Bei Azidose: Ausscheidung von NH4+ und PO43− steigt durch vermehrte Ammoniakproduktion in der Niere (Glutaminaseaktivität↑) und verminderte Phosphatreabsorption im proximalen Tubulus
- Enzyminduktion: Chronische Azidose → Renale Glutaminase und Glutamat-Dehydrogenase werden verstärkt exprimiert
- Bei Azidose: Ausscheidung von NH4+ und PO43− steigt durch vermehrte Ammoniakproduktion in der Niere (Glutaminaseaktivität↑) und verminderte Phosphatreabsorption im proximalen Tubulus
- Produktion und Reabsorption basischer Valenzen
- HCO3–-De-novo-Synthese der Niere: Durch die Umwandlung von einem Molekül Glutamin zu einem Molekül α-Ketoglutarat (vgl. NH4+-Ausscheidung, Ablauf) gewinnt der Körper zwei Moleküle HCO3–
- HCO3–-Reabsorption: Indirekte Reabsorption im proximalen Tubulus über Umwandlung zu CO2 unter Protonenverbrauch
Die Rolle der Leber bei der pH-Regulation
Die Rolle der Leber bei der pH-Regulation ist direkt an ihre NH3-Entgiftungsfunktion gekoppelt. Die Leber hat zwei Möglichkeiten der NH3-Entgiftung: Über den Harnstoffzyklus und über die Glutaminsynthese. Unter normalen Umständen werden 95% des anfallenden NH3 im Harnstoffzyklus und 5% über die Glutaminsynthese verstoffwechselt. Bei Blut-pH-Abweichung kann z.B. die Glutaminsynthese gesteigert und gleichzeitig der Harnstoffzyklus gehemmt werden, um HCO3− einzusparen.
- Mechanismen der Ammoniakentgiftung
- Harnstoffzyklus
- Ablauf: Aus einem Molekül NH3, einem Molekül HCO3− und der Aminogruppe eines Aspartats wird in fünf Reaktionen Harnstoff synthetisiert
- Bedeutung für den Organismus: Hauptmechanismus der NH3-Entgiftung (= toxisches Abbauprodukt des Aminosäurestoffwechsels)
- Einfluss auf Säure-Basen-Haushalt: Benötigt die Base HCO3−
- Glutaminsynthese
- Ablauf: Die Synthese der Aminosäure Glutamin aus der Vorstufe Glutamat unter Einbau von NH3 ist eine Möglichkeit der NH3-Entgiftung, ohne dabei HCO3- zu verbrauchen
- In der Leber: Glutamat + NH3 → Glutamin (Enzym: Glutaminsynthetase)
- Glutamin gelangt über das Blut zu den Nieren
- In den Nieren: Abspaltung von NH3 aus Glutamin → NH3 + H+ werden in Form der Säure NH4+ ausgeschieden, ohne dabei HCO3− zu verbrauchen (für genauen Ablauf in den Nieren vgl. Protonensekretion)
- Einfluss auf Säure-Basen-Haushalt: Benötigt kein HCO3− → Mechanismus der Baseneinsparung bei Azidose
- Ablauf: Die Synthese der Aminosäure Glutamin aus der Vorstufe Glutamat unter Einbau von NH3 ist eine Möglichkeit der NH3-Entgiftung, ohne dabei HCO3- zu verbrauchen
- Harnstoffzyklus
- Regulation der Ammoniakentgiftung bei pH-Abweichung
- Azidose: Harnstoffsynthese↓ und Glutaminsynthese↑
- Alkalose: Harnstoffsynthese↑ und Glutaminsynthese↓
Störungen des Säure-Basen-Haushalts
pH-Abweichungen verändern die räumliche Struktur von Proteinen, die ihrerseits viele Körperfunktionen regulieren. Bei pH-Störungen unterscheidet man zwischen Erniedrigung des arteriellen pH-Wertes <7,35 (= Azidose) oder Erhöhung des pH-Wertes >7,45 (= Alkalose).
Folgen bei pH-Abweichung
Die meisten Effekte einer pH-Verschiebung kommen durch Beeinflussung von Enzymen oder Ionen-selektiven Transmembrankanälen zustande.
Auswirkungen einer pH-Abweichung auf den Organismus | |||||
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pH-Abweichung | Stoffwechsel | Elektrolyte | Durchblutung | O2-Affinität des Hämoglobin | |
Kalium | Sonstige | ||||
Azidose |
|
|
|
|
|
Alkalose |
|
|
|
|
Ein pH-Wert des Blutes von <6,8 bzw. >7,8 ist i.d.R. nicht mit dem Leben vereinbar!
Respiratorisch und metabolisch bedingte Störungen
Für eine pH-Wertstörung ist meist nur eines der zwei Regulationssysteme verantwortlich: Die Lunge (respiratorische Störung) oder der Stoffwechsel (metabolische Störung). Das intakt gebliebene System versucht in der Folge, die pH-Abweichung zu kompensieren.
Charakterisierung von Störungen im Säure-Basen-Haushalt
Zur klinischen Charakterisierung einer pH-Störung gehören Aussagen zu Richtung der H+-Abweichung, zu ihrem Auslöser und Verlauf.
- Nach Art der pH-Abweichung
- Nach Auslöser
- Respiratorisch: Ursächlich ist eine Ventilationsstörung
- Repräsentativer Parameter: paCO2 (= CO2-Partialdruck im arteriellen Blut)
- Metabolisch: Ursächlich ist eine Stoffwechselstörung
- Repräsentative Parameter: Standard-HCO3− und Base Excess (= BE = Basenüberschuss)
- Respiratorisch: Ursächlich ist eine Ventilationsstörung
- Nach Verlauf
- Akut: pH-Wert verändert, pCO2 oder Standard-HCO3− verändert
- Teilkompensiert: pH-Wert verändert, pCO2 und Standard-HCO3− verändert
- Kompensiert: pH-Wert normal, pCO2 und Standard-HCO3− verändert
Bei Kompensation steuert das jeweils andere noch intakte System der pH-Abweichung entgegen, sodass sowohl die Parameter für das respiratorische als auch für das metabolische System verändert sind: So würde es z.B. bei einer metabolischen Azidose zu einer respiratorischen Kompensation in Form von Hyperventilation kommen!
Parameter und Ursachen von Störungen im Säure-Basen-Haushalt
Anhand von Auslöser (respiratorisch oder metabolisch) und Verlauf der Kompensation unterscheidet man fünf Typen von Störungen. Alle in der Tabelle aufgeführten diagnostischen Parameter werden klinisch in einer arteriellen Blutgasanalyse (BGA) ermittelt.
Parameter und Ursachen von Störungen im Säure-Basen-Haushalt | ||||||
---|---|---|---|---|---|---|
Störung | pH (Azidose: pH <7,35; Alkalose: pH >7,45) | paCO2 (Normbereich: 32–45 mmHg (4,3–6,0 kPa)) | Standard-HCO3−(Normbereich: 22–26 mmol/L) | BE (Normbereich: −2 bis +3 mmol/L) | Ursachen | |
Akut | ↓ | ↑ | ↔︎ | ↔︎ |
| |
(Teil)kompensiert | ↓ / ↔︎ | ↑ | ↑ | ↑ | ||
Metabolische Azidose | Akut | ↓ | ↔︎ | ↓ | ↓ |
|
(Teil)kompensiert | ↓ / ↔︎ | ↓ | ↓ | ↓ | ||
Respiratorische Alkalose | Akut | ↑ | ↓ | ↔︎ | ↔︎ |
|
(Teil)kompensiert | ↑ / ↔︎ | ↓ | ↓ | ↓ | ||
Metabolische Alkalose | Akut | ↑ | ↔︎ | ↑ | ↑ |
|
(Teil)kompensiert | ↑ / ↔︎ | ↑ | ↑ | ↑ | ||
Kombinierte Azidose | ↓ | ↑ | ↓ | ↓ | ||
Legende: / = oder, ↓ = erniedrigt, ↑ = erhöht, ↔︎ = normwertig |
Standard-Bicarbonat misst man immer bei definiertem pCO2; bei respiratorischen Störungen ohne metabolische Kompensation ist das Standard-HCO3− also unverändert! Die aktuelle(!) Bicarbonatkonzentration steht hingegen immer im Gleichgewicht mit dem pCO2. Wenn sich also der pCO2 ändert, ändert sich das aktuelle Bicarbonat in die gleiche Richtung!
Durch (Teil‑)Kompensation können mehrere Systeme von den Normwerten abweichen (bspw. kann bei einem erniedrigten BE sowohl eine (teil‑)kompensierte respiratorische Alkalose als auch eine metabolische Azidose vorliegen). Daher sollte eine Beurteilung immer anhand mehrerer Parameter erfolgen!
Hyperventilation
Bei einigen Menschen können extreme Stresssituationen eine Hyperventilation hervorrufen. Das Atemzeitvolumen der betroffenen Personen übersteigt dabei die Erfordernisse ihres Stoffwechsels; sie atmen vermehrt CO2 ab und ihr arterieller CO2-Partialdruck sinkt. Es entwickelt sich eine respiratorische Alkalose und durch zerebrale Vasokonstriktion nimmt die Hirndurchblutung ab – den Betroffenen wird „schwarz vor Augen“. Weitere Auswirkungen der Alkalose können u.a. eine erhöhte neuromuskuläre Erregbarkeit und eine erschwerte O2-Abgabe von Hämoglobin ins Gewebe sein. Den Folgen einer Hyperventilation kann man therapeutisch unkompliziert entgegenwirken: Durch das Ein- und Ausatmen in eine Plastiktüte wird vermehrt CO2 rückgeatmet und somit der Blut-pH-Wert korrigiert.
Anionenlücke und ihre Bedeutung bei der metabolischen Azidose
Die sog. Anionenlücke hilft bei der Ursachenfindung einer metabolischen Azidose und kann leicht mit Hilfe der Konzentrationen von Na+, Cl− und HCO3− bestimmt werden.
- Anionenlücke : Maß für die nicht routinemäßig bestimmbaren Anionen im Blut, insb. negativ geladene Proteine und Stoffwechselprodukte
- Im Blut ist die Zahl der positiven und negativen Ladungen gleich (= elektrische Neutralität). Na+-Ionen machen den Großteil der positiven Ladungen aus, Cl−- und HCO3−-Ionen den Großteil der negativen Ladungen. Aber auch negativ geladene Proteine und Stoffwechselprodukte tragen zur negativen Ladung bei.
- Bestimmung der Anionenlücke: Messung der Natrium-, Bicarbonat- und Chloridkonzentration im Blut und Berechnung der Differenz aus Kationen und Anionen
- Berechnung
- Anionenlücke = [Na+] − ([HCO3−] + [Cl−])
- Normbereich: 7 ± 4 mmol/L (also 3–11 mmol/L) , ggf. auch labormethodenabhängig 12 ± 4 mmol/L (also 8–16 mmol/L)
- Alternativ (mit Berücksichtigung von Kalium): ([Na+] + [K+]) − ([HCO3−] + [Cl−])
- Normbereich: 11 ± 4 mmol/L bzw. 16 ± 4 mmol/L
- Anionenlücke = [Na+] − ([HCO3−] + [Cl−])
- Bedeutung und Interpretation: Dient der Ursachenfindung einer metabolischen Azidose
-
Azidose bei physiologischer Anionenlücke = „Bicarbonatverlust“
- Mögliche Ursachen
- Endogen: Diarrhö, Galle- oder Pankreasfistel , renal tubuläre Azidose
- Exogen: Medikamente (Carboanhydrasehemmer), Zufuhr von Säuren, deren Anion Chlorid ist (z.B. HCl)
- Mögliche Ursachen
-
Azidose bei vergrößerter Anionenlücke = „Additionsazidose“
- Mögliche Ursachen
- Endogen: Lactatazidose , Ketoazidose , Niereninsuffizienz/Urämie
- Exogen: Vergiftung durch Salicylsäure, Ethanol , Methanol, Ethylenglycol (in Frostschutzmittel enthalten)
- Mögliche Ursachen
- Störfaktoren: Hypalbuminämie (Verringerung der Anionenlücke), Hyperphosphatämie (Vergrößerung der Anionenlücke)
-
Azidose bei physiologischer Anionenlücke = „Bicarbonatverlust“
Merkwort für Ursachen einer vergrößerten Anionenlücke „Kußmaul“: Ketonkörper, Urämie, Salicylsäure, Methanol, Äthylenglycol (bzw. Ethylenglycol), (Urämie), Lactat
Wiederholungsfragen zum Kapitel Säure-Basen-Haushalt
Chemische Grundlagen
Was bezeichnet man als ein korrespondierendes Säure-Basen-Paar?
Wie ist der pH-Wert definiert? Nenne exemplarisch den pH-Wert von Wasser und erkläre, woher die Protonen stammen!
Je nach Stärke einer Säure/Base werden für die Berechnung des pH-Wertes verschiedene Formeln angewandt. Wie berechnet man den pH-Wert von Phosphorsäure-Anionen (H2PO4−, HPO42−, PO43−), wie von Hydroxid-Ionen (OH−)?
Wovon hängt der pH-Wert von in Wasser gelöstem Salz ab? Erkläre exemplarisch, wie eine schwach basische Salzlösung bzw. eine schwach saure Salzlösung entstehen und wie man deren pH-Wert bestimmen kann!
Sind der Neutral- und der Äquivalenzpunkt bei der Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base gleichbedeutend?
Nach welchem Prinzip funktionieren Puffersubstanzen und wie berechnet man ihren pH-Wert?
Physiologische pH-Werte und ihre Schwankungen
Welchen Einfluss hat die Ernährung auf den pH-Wert des Körpers?
Regulation des Säure-Basen-Haushalts durch Puffersysteme
Wie funktioniert das Proteinpuffersystem?
Was ist die Aufgabe des Phosphatpuffersystems? Nenne die Reaktionsgleichung!
Regulation des Säure-Basen-Haushalts in den Organen
Wie findet die H+-Ausscheidung über die Nieren statt und wie kann sie im Fall einer Azidose erhöht werden?
Störungen des Säure-Basen-Haushalts
Wie teilt man die Störungen des Säure-Basen-Haushalts ein?
Wodurch kann eine Abweichung des pH-Wertes kompensiert werden? Und wie unterscheiden sich teilkompensierte von kompensierten Störungen des Säure-Basen-Haushalts?
Welche laborchemische Konstellation würde man bei einer respiratorischen Azidose erwarten, die metabolisch teilkompensiert ist?
Durch welche laborchemischen Parameter erkennt man eine metabolische Azidose? Wie wird sie kompensiert?
Welche laborchemische Konstellation würde man bei einer diabetischen Ketoazidose erwarten?
Zu welcher Störung des Säure-Basen-Haushalts führt der primäre Hyperaldosteronismus (= Conn-Syndrom)?
Welche laborchemische Konstellation würde man bei heftigem Erbrechen erwarten?
Wodurch zeichnet sich eine kombinierte respiratorische und metabolische Azidose aus?
Beschreibe die Folge von starker Hyperventilation! Wie verändert sich das Standard-Bicarbonat dabei?
Was bezeichnet die sog. Anionenlücke? Wann ist sie vergrößert, wann bleibt sie gleich?
Eine Sammlung von allgemeineren und offeneren Fragen zu den verschiedenen prüfungsrelevanten Themen findest du im Kapitel Beispielfragen aus dem mündlichen Physikum.
Meditricks
In Kooperation mit Meditricks bieten wir durchdachte Merkhilfen an, mit denen du dir relevante Fakten optimal einprägen kannst. Dabei handelt es sich um animierte Videos und Erkundungsbilder, die auf AMBOSS abgestimmt oder ergänzend sind. Die Inhalte liegen meist in Lang- und Kurzfassung vor, enthalten Basis- sowie Expertenwissen und teilweise auch ein Quiz sowie eine Kurzwiederholung. Eine Übersicht aller Inhalte findest du im Kapitel „Meditricks“. Meditricks gibt es in unterschiedlichen Paketen – für genauere Informationen empfehlen wir einen Besuch im Shop.
Formeln zum pH-Wert
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