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BIOCHEMIE IBIOCHEMIE I
ffüür Medizinerr Mediziner SSääureure--BasenBasen--HaushaltHaushalt
Institut für Klinische Chemie,
Molekulare Diagnostik und
Mitochondriale Genetik(M.F. Bauer)
Relevante Relevante „„TextbooksTextbooks““
�� Integrative Klinische Chemie und Integrative Klinische Chemie und Laboratoriumsmedizin. Laboratoriumsmedizin. PathophysiologiePathophysiologie, , PathobiochemiePathobiochemie und Hund Häämatologie,matologie, H. Renz (Hrsg.), de Gruyter H. Renz (Hrsg.), de Gruyter Verlag Berlin, 2003.Verlag Berlin, 2003.
�� Klinische Chemie in Einzeldarstellungen: SKlinische Chemie in Einzeldarstellungen: Sääureure--Basenhaushalt und Blutgase.Basenhaushalt und Blutgase. PathobiochemiePathobiochemie –– Klinik Klinik --Methodik von O. Methodik von O. MMüüllerller--PlathePlathe
2. Auflage, Thieme Verlag.2. Auflage, Thieme Verlag.
�� ClinicalClinical ApplicationApplication of of BloodBlood Gases Gases byby B.A. B.A. ShapiroShapiro, R.A. Harrison and J.R. Walton, , R.A. Harrison and J.R. Walton, YearYearBookBook MedicalMedical Publishers Inc. Chicago, New York. Publishers Inc. Chicago, New York.
LernzieleLernziele
�� EinfEinfüührunghrung
�� Grundlagen: Stoffklassen, SGrundlagen: Stoffklassen, Sääuren, Basen, Pufferuren, Basen, Puffer
�� ProtonenProtonen--generierendegenerierende und verbrauchende und verbrauchende StoffwechselwegeStoffwechselwege
�� pHpH--Wert, Puffersysteme des Organismus, Wert, Puffersysteme des Organismus, Funktionsweisen von PuffersystemenFunktionsweisen von Puffersystemen
�� Allgemeine Biochemie des SAllgemeine Biochemie des Sääureure--BasenBasen--StoffwechselsStoffwechsels
�� Bedeutung von Lunge und Niere fBedeutung von Lunge und Niere füür den Sr den Sääureure--BasenhaushaltBasenhaushalt
�� KlinischKlinisch--chemische Messgrchemische Messgrößößenen
�� Spezielle Spezielle PathobiochemiePathobiochemie des Sdes Sääureure--BasenBasen--Stoffwechsels (StStoffwechsels (Stöörungen des Srungen des Sääureure--BasenBasen--Haushalts, Diagnostik und Therapie)Haushalts, Diagnostik und Therapie)
�� Klinische Fallbeispiele Klinische Fallbeispiele
=
Biochemie
Biochemie
=
Aufgaben des BlutesAufgaben des Blutes
�� Transport und KommunikationTransport und Kommunikation
�� Abwehr und SchutzAbwehr und Schutz
�� RegulationsfunktionRegulationsfunktion
�� PufferfunktionPufferfunktion
Aufgaben des BlutesAufgaben des Blutes
Pufferfunktion Pufferfunktion
Transport von Transport von HH++--IonenIonen, CO, CO22 , HCO, HCO33--
Konstanthalten des SKonstanthalten des Sääureure--Basen Gleichgewichts Basen Gleichgewichts
((BlutBlut--pHpH))
Elimination von SElimination von Sääureureääquivalenten aus dem quivalenten aus dem
ZellstoffwechselZellstoffwechsel
Exergone Reaktionen
Endergone Reaktionen
Stoffwechselumsetzung in der ZelleStoffwechselumsetzung in der Zelle Stoffwechselumsetzung in der ZelleStoffwechselumsetzung in der Zelle
Stoffwechselumsetzung in der ZelleStoffwechselumsetzung in der Zelle ProteineProteine
AminosäurenPolypeptide oder Proteine
CO2 + H2O H2CO3 HCO-3 + H+
Protonenbildung im StoffwechselProtonenbildung im Stoffwechsel
Gesamtmenge pro Tag: 13 - 20 mol (entspr. 850 mmol/h)
Das entspricht einer H+-Menge, die in 13 bis 20 Liter
einer 1 molaren Salzsäure enthalten sind !!
Herkunft der [H+] = Säureäquivalente :
I. CO2-Produktion. (-> Kohlensäure, flüchtig)
I. Anhäufung von Protonen aus dem Intermediärstoffwechsel.(„intermediär Protonen“ = nicht flüchtige organische Säuren: z.B. Milchsäure (Laktat))
III. Bildung von sog. „Netto“-Protonen. (nicht flüchtige anorganische Säuren: z.B. Schwefel-und Phosphorsäure)
Protonenbildung im StoffwechselProtonenbildung im Stoffwechsel ProtonenProtonen--Bildung im StoffwechselBildung im Stoffwechsel-- COCO22 –– Produktion Produktion --
ProtonenProtonen--Bildung im StoffwechselBildung im Stoffwechsel-- AnhAnhääufung intermediufung intermediäärer Protonen rer Protonen --
ProtonenProtonen--Bildung im StoffwechselBildung im Stoffwechsel-- Bildung organischer SBildung organischer Sääuren uren --
ProtonenProtonen--Bildung im StoffwechselBildung im Stoffwechsel-- Bildung organischer SBildung organischer Sääuren uren --
H
ProtonenProtonen--Bildung im StoffwechselBildung im Stoffwechsel-- Entstehung von Entstehung von „„NettoNetto““--ProtonenProtonen --
Protonenentfernung aus dem StoffwechselProtonenentfernung aus dem Stoffwechsel Protonenbilanz des gesunden KProtonenbilanz des gesunden Köörpersrpers
Quantitativer ProtonenstoffwechselQuantitativer Protonenstoffwechsel
Nahrung und Stoffwechsel liefern eine Protonenmenge von 60 ±±±± 20 mmol, die
täglich durch die Nieren ausgeschieden werden muss, um eine ausgeglichene
Bilanz zu wahren. Der Gesamtbestand des Körpers an H+-Ionen beträgt beim
Gesunden etwa 105 mmol. Diese sind an Basen gebunden, die als sog. „Puffer“
wirken.
⇒Insgesamt sind rd. 700 mMol Pufferbasen vorhanden.
⇒der tägliche Umsatz an H+-Ionen macht mehr als die Hälfte des Körperbestandes aus.
⇒⇒⇒⇒ Puffer-, Transport- und Ausscheidungsmechanismen müssen genau ausbalanciert sein und sich Änderungen durch exogene Einflüsse anpassen können.
Der SDer Sääureure--Base BegriffBase Begriff
Chem. Grundlagen
Johannes NicolausBrønsted (1879 - 1947)
Thomas Martin Lowry(1874 – 1936)
Säuren sind Teilchen, die Protonen abgeben (Protonendonatoren)Basen sind Teilchen die Protonen aufnehmen (Protonenakzeptoren
Das Protonen-Donator-Akzeptor-Konzept
Wasserstoff, Proton und SäureWasserstoff, Proton und Säure--BasenBasen--Definition Definition nach Brønstednach Brønsted
Anion(-) H+ = Säure pH < 7.00
Anion(-) H+ = Base pH >>>> 7.00
Ein Stoff, der in Lösung Protonen abgeben kann, ist eine Säure !
Ein Stoff, der in Lösung Protonen aufnehmen kann, ist eine Base !
Wasserstoff (H2) Proton H+
Der Säure-Base Begriff
Definition von Säure und Base:
a) Säuren = Protonendonatoren (d.h. geben Protonen ab)
HA →→→→ A- + H+
b) Basen = Protonenakzeptoren (d.h. lagern Protonen an)
B + H+ →→→→ BH+
Der Säure-Base Begriff
HA →→→→ A- + H+
Eine Säure geht durch Protonenabgabe in ihre
„korrespondierende“ bzw. „konjugierte“ Base über.
Säure ���� Base + H+
Säure Konjugierte Base
Der Säure-Base Begriff
Beispiel: Dissoziation der Essigsäure
CH3COOH ���� CH3COO- + H+
Acetat
(konjug. Base; früher: Säurerest)
Essigsäure
(Säure)
Säure-Basen-Paar
undissoziiert dissoziiert
Proton
Mehrstufig dissoziierende Säuren
Säuren und Basen als Protonendonatoren und –akzeptoren:
HCl ���� H+ + Cl-
H2CO3 ���� H+ + HCO3-
HCO3- ���� H+ + CO3
2-
H3PO4 ���� H+ + H2PO4-
H2PO4- ���� H+ + HPO4
2-
H-Hb ���� H+ + Hb-
NH4+ ���� H+ + NH3
starke Dissoziation
schwache Dissoziation
*
*
* Mehrstufige Dissoziation
Das Säure-Base-Paar Wasser
H2O + H2O ���� H3O+ + OH-
Säure Base Oxonium-Ion
Hydroxid-Ion
⇒H2O ist ein sog. Ampholyt.
D.h. es kann Protonen abgeben (=Säure),aber auch Protonen aufnehmen (=Base).
Der wichtigste Partner für Protonenübergänge ist das Wasser
Das Säure-Base-Paar Wasser
Auf die Gleichung als Gleichgewichtsreaktion ist das Massenwirkungsgesetz anwendbar.
Es besagt:
Im Gleichgewicht einer chemischen Reaktion ist das Produkt der Reaktionsteilnehmer auf der einen Seite der Gleichung, dividiert durch das Produkt der Reaktionsteilnehmer auf der anderen Seite der Gleichung konstant. (bei gleichem Druck und gleicher Temperatur)
H2O + H2O ���� H3O+ + OH-
Dissoziation des Wassers
[H3O+] • [OH-]
[H2O] • [H2O]= konstant
Nach dem Massenwirkungsgesetz gilt:
(K) = Dissoziationskonstante
Dissoziation des Wassers
Nach dem Massenwirkungsgesetz gilt:
[H3O+] • [OH-]
[H2O]2 = K
Dissoziation des Wassers
Nach dem Massenwirkungsgesetz gilt:
[H+] • [OH-]
[H2O]= K
Dissoziation des Wassers
[H+] • [OH-] = K [H2O]•
Dissoziation des Wassers
[H+] • [OH-] = K [H2O]•
Die Konzentration der durch Eigendissoziation des Wassers
entstehenden H+-Ionen (H3O+) beträgt nur 10 –7 mol/L .
=> Konzentration des Wasser verändert sich praktisch nicht (= konstant).
Kw
{
Das Ionenprodukt des Wassers
[H+] • [OH-]
[10-7] • [10-7] = [10-14] bei 25 °C
[10-13,6] bei 37 °C
= KW = 10-14
Das Ionenprodukt des Wassers
[H+] • [OH-]
[10-7] • [10-7] = [10-14] bei 25 °C
[10-13,6] bei 37 °C
= KW = 10-14
⇒ Reines, neutrales Wasser enthält also 10-7 mol H+-Ionen
und 10-7 mol OH--Ionen pro 1 Liter (bei 25°C).
1 L Wasser = 1 kg 1 Mol Wasser = 18 g
Molare Konzentration des Wassers:
cW = 1000 g : 18 g = 55,56 mol/L
Davon sind bei neutraler Reaktion 10-7 mol dissoziiert.d.h. Von 555 Millionen Wasser-Molekülen liegt ein Molekül dissoziiert vor.
Das Ionenprodukt des Wassers Der Begriff des pH Wertes
KW = 10-14
pKW = 14Negativ dekadischeLogarithmus
Das Ionenprodukt des Wassers gilt nicht nur für Wasser, sondern wird in allen wässrigen Lösungen aufrechterhalten.⇒Steigt [H+] durch Zugabe von Säure an, so muß die [OH-]soweit vermindert werden, daß das Produkt wieder:
10-14 ergibt.
Beispiel: [H+] = 10-4 mol/L ; [OH-] = 10-10 mol/L
Eine Lösung heißt neutral, wenn [H+] = [OH-].
Da beide Komponenten direkt voneinander abhängen, reicht zur Charakterisierung des Säuregrades einer Lösung die Angabe der Wasserstoffionen-Konzentration [H+] aus.
Der Begriff des pH Wertes
[H+] > 10-7 > [OH-]
Sauere Lsg.
Der Begriff des pH Wertes
[H+] = [OH-] = 10-7
Neutrale Lsg.
[H+] < 10-7 < [OH-]
Basische oderalkalische Lsg.
Säuren, die stark dissoziieren, d.h. viele H+-Ionenfreisetzen sind sog. starke Säuren.
Der Begriff des pH Wertes
Säure ���� Base + H+
Säuren, die schwach dissoziieren, d.h. wenig H+-Ionenfreisetzen sind sog. schwache Säuren.
Säure ���� Base + H+
Ka ist hoch;
-log Ka = pKa ist niedrig
Ka ist niedrig;
-log Ka = pKa ist hoch
Der negativdekadische Logarithmus der Dissoziations-konstante K verändert sich mit zunehmender Stärkeder Säure.
Der Begriff des pH Wertes
[H+] • [A-]
[HA]K = ; pK = -log K
starke Säuren mittelstarke Säuren schwache Säuren
pK = <1 pK = 1 ≤≤≤≤ pK ≤≤≤≤ 5 pK > 5
vollständig dissoziiert nur wenig dissoziiert
Je kleiner der Wert von pKa, desto stärker ist die
Dissoziation der Säure.
⇒ Säuren mit einer pKa 3 – 4 liegen bei physiologischem
pH vollständig dissoziiert vor.
⇒ Säuren, deren pKa im Bereich des physiologischen
pH liegen, sind nur teilweise dissoziiert.
⇒ Säuren mit einem pKa von > 9, liegen im Körper
undissoziiert vor.
Der Begriff des pH Wertes
Der pH-Wert ist der negativ dekadische Logarithmus
der Wasserstoff-Ionen-Konzentration.
pH = -log [H+]
Umgekehrt definiert man den pOH = -log [OH-].
Er ist das Maß für die aktuelle, das heißt tatsächliche Wasserstoff-Ionen-
Konzentration. Die pH-Messung sagt aus, welche Konzentration
von H+-Ionen in der zu untersuchenden Lösung frei vorliegen.
Der Begriff des pH Wertes
Der pH-Wert ist der negativ dekadische Logarithmus
der Wasserstoff-Ionen-Konzentration.
pH = -log [H+]
Beispiel: Berechnung des pH-Wertes von reinem Wasser (25°C)
Der Begriff des pH Wertes
Der pH-Wert ist der negativ dekadische Logarithmus
der Wasserstoff-Ionen-Konzentration.
pH = -log [H+]
Beispiel: Berechnung des pH-Wertes von reinem Wasser (25°C)
Der Begriff des pH Wertes
Ionenprodukt des Wasser:
⇒Reines, neutrales Wasser enthält 10-7 H+-Ionen und
10-7 OH--Ionen pro Liter (bei 22°C).
Der pH-Wert ist der negativ dekadische Logarithmus
der Wasserstoff-Ionen-Konzentration.
pH = -log [H+]
Beispiel: Berechnung des pH-Wertes von reinem Wasser (25°C)
pH = -log [H+] = -log 10-7 = -(-7) = 7.0
Der Begriff des pH Wertes
Ionenprodukt des Wasser:
⇒Reines, neutrales Wasser enthält 10-7 H+-Ionen und
10-7 OH--Ionen pro Liter (bei 22°C).
Der pH-Wert einer starken Säure berechnet sich
demnach:
1 molare HCl →→→→ 1 mol H+-Ionen pro Liter Lösung
[H+] = 1 = 100 mol/L ; pH = 0
Der Begriff des pH Wertes
Der pH-Wert einer starken Säure berechnet sich
demnach:
1 molare HCl →→→→ 1 mol H+-Ionen pro Liter Lösung
[H+] = 1 = 100 mol/L ; pH = 0
0,01 molare HCl →→→→ 0,01 mol H+-Ionen pro Liter Lösung
[H+] = 0,01 = 10-2 mol/L ; pH = 2
Der Begriff des pH Wertes
Der pH-Wert einer starken Säure berechnet sich
demnach:
1 molare HCl →→→→ 1 mol H+-Ionen pro Liter Lösung
[H+] = 1 = 100 mol/L ; pH = 0
0,02 molare HCl →→→→ 0,02 mol H+-Ionen pro Liter Lösung
[H+] = 0,02 = 2 • 10-2 mol/L
Der Begriff des pH Wertes
Der pH-Wert einer starken Säure berechnet sich
demnach:
1 molare HCl →→→→ 1 mol H+-Ionen pro Liter Lösung
[H+] = 1 = 100 mol/L ; pH = 0
0,02 molare HCl →→→→ 0,02 mol H+-Ionen pro Liter Lösung
[H+] = 0,02 = 2 • 10-2 mol/L
pH = -(log 2 + log 10-2)
pH = -(0,3 – 2)
pH = 1,7 => bereits eine pH-Veränderung von 0,3
bedeutet eine Verdopplung der H+-Konzentration.
Der Begriff des pH Wertes
Umkehrung: [H+] = 10-pH
Beispiel: Welche Protonenkonzentration hat eine wässrige Lösung,
die einen pH-Wert von 7,41 besitzt
pH = -log [H+]
Der Begriff des pH Wertes
Umkehrung: [H+] = 10-pH
Beispiel: Welche Protonenkonzentration hat eine wässrige Lösung,
die einen pH-Wert von 7,41 besitzt
pH = -log [H+]
7.41 = -log [H+] [H+] = 10-pH
10-7,41 = 10log [H+] = [H+]
Der Begriff des pH Wertes
Umkehrung: [H+] = 10-pH
Beispiel: Welche Protonenkonzentration hat eine wässrige Lösung,
die einen pH-Wert von 7,41 besitzt
pH = -log [H+]
7.41 = -log [H+] [H+] = 10-pH
10-7,41 = 10log [H+] = [H+]
[H+] = 3,89 • 10-8 M = 38,9 • 10-9 = 38,9 nM
Der Begriff des pH Wertes
pH des Blutplasma
7.36 7.40 7.45Azidose Alkalose
Überlebensbereich
6.80 7.70
Normbereich
[H+] 160 44 40 36 20 nmol/l
Gesamtverteilungvolumen 45 Liter
1 Dose Cola = 0,33 Liter; pH=2,25
Gesamtverteilungvolumen 45 Liter
1 Dose Cola = 0,33 Liter; pH=2,25
[H+] = 10-2,25 mol/L = 0,00562 mol/L
[H+] = 5,62 • 10-3 mol/L = 5,62 mmol/L
5,62 mmol
1 Liter• 0,33 Liter = 1,85 mmol H+
Gesamtverteilungvolumen 45 Liter
1 Dose Cola = 0,33 Liter; pH=2,25
[H+] = 10-2,25 mol/L = 0,00562 mol/L
[H+] = 5,62 • 10-3 mol/L = 5,62 mmol/L
5,62 mmol
1 Liter
1,85 mmol H+ werden in 45 L Körper-
Flüssigkeit (pH 7,0) gelöst:
1,85
45
• 0,33 Liter = 1,85 mmol H+
mmol/L = 0,041 mmol/L
Gesamtverteilungvolumen 45 Liter
1 Dose Cola = 0,33 Liter; pH=2,25
[H+] = 10-2,25 mol/L = 0,00562 mol/L
[H+] = 5,62 • 10-3 mol/L = 5,62 mmol/L
5,62 mmol
1 Liter
1,85 mmol H+ werden in 45 L Körper-
Flüssigkeit (pH 7,0) gelöst:
1,85
45
[H+] = 4,1 • 10-5 mol/L; pH = 4,38
• 0,33 Liter = 1,85 mmol H+
mmol/L = 0,041 mmol/L
= 4,1 • 10-5 mol/L
pH des Blutplasma
7.36 7.40 7.45Azidose Alkalose
Überlebensbereich
6.80 7.70
Normbereich
[H+] 160 44 40 36 20 nmol/l
Puffersysteme
⇒ Lösungen, die die Fähigkeit besitzen, ihren pH-Wert trotz Zugabe von H+ oder OH– Ionen weitgehend konstant zu halten, nennt man Pufferlösungen.
Puffersysteme: sind Gemische einer schwachen Säure und einem ihrer Salze
(=konjugierte Base)
=> korrespondierendes Säure-Base-Paar.
Beispiel: Essigsäure und ihr Natriumsalz (Na-Acetat)(CH3COOH) (CH3COONa)
Puffersysteme
⇒ Löst man beide Substanzen in Wasser:
CH3COOH ���� H+ + CH3COO-
CH3COONa ���� Na+ + CH3COO-
� Natriumacetat dissoziiert sehr viel stärker als die Essigsäure (schwache Säure pK ~ 5).� Die Dissoziation der Essigsäure wird durch die Anwesenheit ihres Salzes (Na-Acetat) weiter unterdrückt.
-> Massenwirkungsgesetz
Puffersysteme
Denn nach dem Gleichgewicht
[CH3COO-] • [H+][CH3COOH]
Zunahme des Acetat (CH3COO-), ⇒Bildung der Essigsäure ↑↑↑↑ und folglich ⇒Abnahme der [H+]. (denn Ks muß konstant bleiben !)
Zugabe von Na-Acetat => [H+] ↓↓↓↓ => pH ↑↑↑↑.
= Ks
Puffersysteme
CH3COOH ���� H+ + CH3COO-
H+
+ Na+ ���� CH3COONa
pH !
pH-Wert einer Pufferlösung
Der pH-Wert einer solchen Pufferlösung kann mit der sog. Henderson-Hasselbalch-Gleichung ermittelt werden:
[konjug.Base]•[H+] [Gesamtsäure]
[Gesamtsäure] [konjug. Base]= Ks ; [H+] = Ks •
pH-Wert einer Pufferlösung
Der pH-Wert einer solchen Pufferlösung kann mit der sog. Henderson-Hasselbalch-Gleichung ermittelt werden:
[konjug.Base]•[H+] [Gesamtsäure]
[Gesamtsäure] [konjug. Base]
neg. dekad. Logarithmus => HHG.
= Ka ; [H+] = Ka •
pH = pKs + log [Base]
[Säure]
Die Henderson-Hasselbalch Gleichung
pH = pKs + log [Base]
[Säure]
pH-Wert einer Pufferlösung
Die Henderson-Hasselbalch-Gleichung erlaubt u.a.:
� die Berechnung des pH-Wertes einer Pufferlösung bei bekanntem pKs und bekanntem Säure/Basen-Verhältnis.
� bei bekanntem pKs , kann ein Puffer mit definiertem pH-Wert über die Berechnung des Mischungsverhältnis von Säure und Base hergestellt werden.
� ist der pKs-Wert einer Puffersubstanz unbekannt, so kann man ihn dadurch bestimmen, daß man die Konzentrationen der Base (des Salzes) und der Säure gleich groß wählt. [Base]=[Säure]
; pH = pKs + 0 ; pH = pKslog = 0 11
pH-Wert von Pufferlösungen
Rechenbeispiele:
pH-Wert von Pufferlösungen
Rechenbeispiele:
Graphische Darstellung der Henderson-Hasselbalch Gleichung
Graphische Darstellung der Henderson-Hasselbalch Gleichung
pKs
4,75
Graphische Darstellung der Henderson-Hasselbalch Gleichung
Bicarbonat-Puffer : Phosphat-Puffer:
pH7,4
Graphische Darstellung der Henderson-Hasselbalch Gleichung
Bicarbonat-Puffer : 20:1Phosphat-Puffer:
pH7,4
Graphische Darstellung der Henderson-Hasselbalch Gleichung
Bicarbonat-Puffer : 20:1Phosphat-Puffer:
pH7,4
Graphische Darstellung der Henderson-Hasselbalch Gleichung
Bicarbonat-Puffer : 20:1Phosphat-Puffer: 4:1
pH7,4
Die Henderson-Hasselbalch Gleichung
Für alle Säure-Basen Paare gilt:
der pH-Wert einer Pufferlösung hängt nicht von den absoluten Konzentrationen der Base bzw. der Säure, sondern nur von ihrem Verhältnis zueinander ab.
pH = pKs + log [Base]
[Säure]
Pufferkapazität
Der pH-Wert einer Pufferlösung wird bestimmt durch den pKs-Wert
der beteiligten Säure und dem Verhältnis von in der Lösung. [Base]
[Säure]
⇒ ? Leistungsfähigkeit des Puffersystems ?
Die Pufferkapazität hängt von 2 Dingen ab:
• von der Gesamtkonzentration des Puffersystems. Je größer die
Gesamtkonz., desto höher die Pufferkapazität.
• von der Nähe des pH-Wertes der Lösung zum pKs des Puffersystems.
Die Pufferkapazität ist am größten, wenn pH = pKs ist.
Titrationsazidität
Titrierbare Acidität = Aktuelle Acidität + Potentielle Acidität(Gesamtacidität)
direkt meßbar(z.B. pH-Meter)
durch Titrationbestimmbar
durch die Titration werden auch die gebundenen
(gepufferten) H+ freigesetzt:
Potentiometrische pH-Messung
Titrationskurve einer schwachen Säure mit einer starken Base.
13
Äquivalenz-punkt
Titrationskurve einer schwachen Säure mit einer starken Base.
13
Äquivalenz-punkt
Umkehrpunkt:50 % der Essigsäure dissoziiert;
die anderen 50 % undissoziiert
Umkehrpunkt = pKs.
Titrationskurve einer schwachen Säure mit einer starken Base.
13
Äquivalenz-punkt
Äquivalenzpunkt:Essigsäure vollständig dissoziiert.
Bei zunehmender Menge an NaOHnähert sich die Titrationskurveasymptotisch dem pH der 0,1 nNaOH an.
pKs+1
pKs-1
pKs Pufferbereich
Titrationskurve einer schwachen Säure mit einer starken Base.
13
Äquivalenz-punkt
pH0,1 n NaOH = 14 – (-log[OH-])
pH = 14 – (-(-1)) = 13
Äquivalenzpunkt:Essigsäure vollständig dissoziiert.
Bei zunehmender Menge an NaOHnähert sich die Titrationskurveasymptotisch dem pH der 0,1 nNaOH an.
Protonenstoffwechsel
Die biologische Wertigkeit eines Puffers hängt ab von:1. seiner Konzentration 2. seiner Verteilung in den Körperflüssigkeiten 3. seiner Beziehung zu Eliminationsprozessen
Puffersysteme des Blutes und des Organismus
Anteil an
Konzentration
%
50
50
pKa
6,1
Hb- / O2Hb-
8,25 / 6,95
----
6,8
Pufferbase ΣΣΣΣ 48 mmol/l
Bicarbonat-Puffersystem
„Nicht-Bicarbonat-Puffersysteme“
Die Summe aller im biologischen pH-Bereich im Blut zur Aufnahme von H+ befähigten Valenzen
!
Puffersysteme des Blutes und des OrganismusBicarbonat-Puffer
Im Plasma werden 25,2 mmol/L Gesamtkohlensäure transportiert. Davon entfallen 1,2 mmol/L auf die freie Kohlensäure (= [H2CO3] + [CO2])
und24 mmol/L auf das Bicarbonat.
pH = pK´s + log [HCO3
-]
[H2CO3]
H2O + CO2 ���� H2CO3���� H+ + HCO3-
Puffersysteme des Blutes und des OrganismusBicarbonat-Puffer
Gasaustausch und Zirkulationin der Lunge unter normalen Bedingungen
Puffersysteme des Blutes und des OrganismusBicarbonat-Puffer
pH = 6,1 + log = 7,424
1,2
pH = pK´s + log [HCO3
-]
[H2CO3]
pH = pK´s + log [HCO3
-]
SCO2 • pCO2
pH = pK´s + log [HCO3
-]
0.0304 • pCO2
Im Plasma werden 25,2 mmol „Gesamtkohlensäure“ (= [H2CO3] + [CO2]) transportiert. Davon entfallen 1,2 mmol/L auf die freie Kohlensäure und
24 mmol/L auf das Bicarbonat.
24 mmol/L
40 mmHg
Scheinbare Dissoziations-konstante der Kohlensäure
Puffersysteme des Blutes und des OrganismusBicarbonat-Puffer
Konzentrationsverhältnis von [HCO3-] und [CO2] und daraus resultier-
endem pH bzw. Protonenkonzentration.
Bicarbonat-Puffer : 20:1 oder 24 : 1,2
pH7,4
Puffersysteme des Blutes und des OrganismusBicarbonat-Puffer
Konzentrationsverhältnis von [HCO3-] und [CO2] und daraus resultier-
ender pH-Wert bzw. Protonenkonzentration.
VerhältnisHCO3
-/CO2 10:1 12,5:1 16:1 20:1 25:1 32:1 40:1
ResultierenderpH-Wert 7,1 7,2 7,3 7,4 7,5 7,6 7,7
[H+]nmol/L 80 64 50 40 32 25 20
Zur Erinnerung:[H+]=10-pH
Puffersysteme des Blutes und des OrganismusBicarbonat-Puffer
CO2 + H2O ���� H2CO3 ���� H+ + HCO3-
physiol. Bedingungen pH = 6,1 + log = 7,4
Geschlossenes System: Zugabe von 1mM Milchsäure pH = 6,1 + log = 6,1 + log = 7,12
24
1,2
24 - 1
1,2 + 1
23
2,2
d.h. es kann kein CO2 abgeatmet werden !
CO2
Blut
Alveole
Puffersysteme des Blutes und des OrganismusBicarbonat-Puffer
CO2 + H2O ���� H2CO3 ���� H+ + HCO3-
physiol. Bedingungen pH = 6,1 + log = 7,4
Geschlossenes System: Zugabe von 1mM Milchsäure pH = 6,1 + log = 6,1 + log = 7,12
Offenes System:Zugabe von 1mM Milchsäure
pH = 6,1 + log = 6,1 + log = 7,38
24
1,2
24 - 1
1,2 + 1
23
2,2
d.h. es kann kein CO2 abgeatmet werden !
d.h. CO2 kann über die Lunge abgeatmet werden !
24 - 1
1,2
23
1,2
CO2
Blut
Alveole
Die Bedeutung der Konstanthaltung
der CO2-Konzentration für die
Menge Base, die benötigt wird, um
den pH-Wert eines
Bicarbonatpuffers von 7,4 auf 7,7
zu erhöhen.
Links: Der ursprüngliche Zustand
bei einem pH von 7,4.
Mitte: Die Änderung nach Zugabe
von Base im abgeschlossenen
System.
Rechts: Die Änderung nach Zugabe
von Base im offenen System.
(Modifiziert nach Hills AG, Reid EL (1967) John Hopkins Med J 120: 368)
OffenesSystem
GeschlossenesSystem
Zusammenwirken der Blutpuffer
Bicarbonat-Puffer
Überwiegend im Plasma wirksam
Säurekomponente gut eliminierbar,da im offenen System an Alveolar-luft gekoppelt.
Gesamtkonzentration des Systems sehr anpassungsfähig, da die Elimination der laufend entstehenden Komponente CO2 variiert werden kann.
pKS´ mit 6,1 relativ ungünstig zum physiol. pH-Wert gelegen.
Puffergleichung:
pH = pK´s + log
Nicht-Bicarbonat-Puffer
Überwiegend in Erythrozyten.
Säurekomponenten praktisch nicht eliminierbar.
Gesamtkonzentration des Systems nichtvariabel.
pKS mit 6,8 bis etwa 8,25 günstig zum physiol. pH-Wert gelegen.
Puffergleichung:
pH = pKs + log[HCO3
-]
SCO2 • pCO2
[NB-Puffer]
[NB-Puffer-H]
Der CODer CO22 –– AbtransportAbtransport
GewebekapillareGewebezelle
Carbonanhydratase
H2O
H2CO3
HCO3–
(45%)
HCO3–
CO2
HHbCO2
(20%)
Hb
O2 Hb– K+ Cl–(25%)
Na+ Cl–
Na+
CO2
(10%)
O2
H+
CO2
HCO3–
GewebekapillareGewebezelle
Carbonanhydratase
H2O
H2CO3
HCO3–
(45%)
HCO3–
CO2
HHbCO2
(20%)
Hb
O2 Hb– K+ Cl–(25%)
Na+ Cl–
Na+
CO2
(10%)
O2
H+
CO2
HCO3–
ca. 45% als Na+HCO3- im Plasma
ca. 20% an Hb gebundenca. 25% als K+HCO3
- im Ery.ca. 10% physikalisch gelöst
Lungenkapillare
Alveole
Erythrozyt
Carbonanhydratase
CO2+H2O
HCO3
Na+ HCO3–
CO2
O2HHbCO2
(10%)
O2Hb–
Cl–
CO2
O2
H+
CO2
(45%)
Die CODie CO22 AbgabeAbgabe
ppCOCO22 -- AbatmungAbatmung
• Die flüchtige Säure CO2 wird als Abfallprodukt des Stoffwechsels über die Lunge abgeatmet
• CO2 diffundiert von den Lungenkapillaren in die Alveolen und wird dann ausgeatmet
CO2
Alveole Kapillare
pCO2 = 45 mmHg
pCO2 = 40 mmHg
CO2
Der relativ langsame Spontanzerfall von Kohlensäurein Wasser und Kohlendioxyd wird durch dieCarboanhydratase mit hoher Geschwindigkeit katalysiert.
Die Kontaktzeit des Blutes mit den Lungenbläschen von ca. 1 Sekunde reicht aus, um das im Plasma als Bicarbonat transportierte CO2wieder in CO2 und H2Oumzusetzen und das Gleichgewicht der Partialdrücke der Blut-und der Alveolargase herzustellen.
Die Stellglieder für die Säure-Basen-Regulation
sind die Ventilation der Lunge und die
Bicarbonatrückresorptionder Niere.
SäureSäure--Basen RegulationBasen Regulation
Blut u. ERZ CO2 + H2O ↔↔↔↔ HH22CO3 ↔↔↔↔ HCO3- + HH++ + NBP- ↔↔↔↔ NBP - HH
EnstehungEnstehung Entsorgung von COEntsorgung von CO22 und Hund H++ ProtonenProtonen
24000mmol/24 h
Stoffwechsel
• (NBP– = Nichtbicarbonat Puffer neutralsiert Protonen durch Bindung an freie negative Ladungsstellen)
• Die Stoffwechselprodukte CO2 und H+ werden getrennt über Lunge und Niere ausgeschieden.
• Beim Transport im Blut kommunizieren sie über die Puffersysteme
CO2 HH++
Lunge
CO2
60mmol/24 h
Niere
HH++
CO2 als flüchtigeSäure
Protonen in Form nichtflüchtiger SäurenpH 6,8
ExtrazelluläresBett pH 7,4
NBP = Eiweiß, HämoglobinOxihämoglobinPhosphatpuffer
Das Kohlensäure Das Kohlensäure -- Bikarbonat SystemBikarbonat System
CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3–CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3–
EnzymCarbonanhydratase
schnell und spontan
CO2 wird ausgeatmet H2O bleibt zurück!
Steuerung der HCOSteuerung der HCO33–– Konzentration in der NiereKonzentration in der Niere
• Die Regulation von HCO3– vollzieht sich innerhalb von
Stunden/Tagen
NierenzelleBlut Urin