H+ - MTA-Schule Ludwigshafen

Transcription

Institut für Klinische Chemie,
Molekulare Diagnostik und
Mitochondriale Genetik
(M.F. Bauer)
BIOCHEMIE I
Säureure-BasenBasen-Haushalt
für Mediziner
Lernziele
Relevante „Textbooks“
Textbooks“
Integrative Klinische Chemie und
Laboratoriumsmedizin. Pathophysiologie,
Pathophysiologie,
Verlag Berlin, 2003.
Klinische Chemie in Einzeldarstellungen: Sä
SäureureBasenhaushalt und Blutgase. Pathobiochemie – Klinik -
Pathobiochemie und Hä
Hämatologie, H. Renz (Hrsg.), de Gruyter
Methodik von O. Müllerller-Plathe
2. Auflage, Thieme Verlag.
Clinical Application of Blood Gases
by B.A. Shapiro,
Shapiro, R.A. Harrison and J.R. Walton, Year
Book Medical Publishers Inc. Chicago, New York.
Einfü
Einführung
Grundlagen: Stoffklassen, Sä
Säuren, Basen, Puffer
ProtonenProtonen-generierende und verbrauchende
Stoffwechselwege
pHpH-Wert, Puffersysteme des Organismus,
Funktionsweisen von Puffersystemen
Allgemeine Biochemie des Sä
Säureure-BasenBasenStoffwechsels
Bedeutung von Lunge und Niere fü
für den Sä
SäureureBasenhaushalt
Klinischen
Klinisch-chemische Messgröß
Messgrößen
Spezielle Pathobiochemie des Sä
Säureure-BasenBasenStoffwechsels (Stö
(Störungen des Sä
Säureure-BasenBasenHaushalts, Diagnostik und Therapie)
Klinische Fallbeispiele
Biochemie
Biochemie
=
=
Aufgaben des Blutes
Transport und Kommunikation
Abwehr und Schutz
Regulationsfunktion
Aufgaben des Blutes
Pufferfunktion
Transport von H+-Ionen,
Ionen, CO2 , HCO3Konstanthalten des Sä
Säureure-Basen Gleichgewichts
(BlutBlut-pH)
pH)
Elimination von Sä
Säureä
ureäquivalenten aus dem
Zellstoffwechsel
Pufferfunktion
Stoffwechselumsetzung in der Zelle
Exergone Reaktionen
Endergone Reaktionen
Proteine
Polypeptide oder Proteine
Aminosäuren
Protonenbildung im Stoffwechsel
CO2 + H2O
H2CO3
HCO-3 + H+
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 !!
Protonenbildung im Stoffwechsel
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. Schwefelund Phosphorsäure)
ProtonenProtonen-Bildung im Stoffwechsel
- CO2 – Produktion -
- Anhä
Anhäufung intermediä
intermediärer Protonen -
- Bildung organischer Sä
Säuren -
- Bildung organischer Sä
Säuren -
- Entstehung von „Netto“
Netto“-Protonen -
H
Protonenbilanz des gesunden Kö
Körpers
Protonenentfernung aus dem Stoffwechsel
Quantitativer Protonenstoffwechsel
Der Sä
Säureure-Base Begriff
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
Körperbestandes aus.
an
H+-Ionen
macht
mehr als
die
Hälfte
des
⇒ Puffer-, Transport- und Ausscheidungsmechanismen müssen genau
ausbalanciert sein und sich Änderungen durch exogene Einflüsse anpassen
können.
Chem. Grundlagen
Das Protonen-Donator-Akzeptor-Konzept
Johannes Nicolaus
Brønsted (1879 - 1947)
Thomas Martin Lowry
(1874 – 1936)
Säuren sind Teilchen, die Protonen abgeben (Protonendonatoren)
Basen sind Teilchen die Protonen aufnehmen (Protonenakzeptoren
Der Säure-Base Begriff
Wasserstoff, Proton und SäureSäure-BasenBasen-Definition
nach Brønsted
Proton H+
Wasserstoff (H2)
Anion(-)
H+
=
Säure pH
< 7.00
Ein Stoff, der in Lösung Protonen abgeben kann, ist eine Säure !
Anion(-)
H+
=
Base pH
Definition von Säure und Base:
a) Säuren = Protonendonatoren (d.h. geben Protonen ab)
HA → A- + H+
b) Basen = Protonenakzeptoren (d.h. lagern Protonen an)
> 7.00
Ein Stoff, der in Lösung Protonen aufnehmen kann, ist eine Base !
B + H+ → BH+
Eine Säure geht durch Protonenabgabe in ihre
„korrespondierende“ bzw. „konjugierte“ Base über.
Beispiel: Dissoziation der Essigsäure
undissoziiert
Säure
Base +
H+
CH3COOH
Essigsäure
(Säure)
HA → A- + H+
Säure
dissoziiert
CH3COO- +
Acetat
H+
Proton
(konjug. Base;
früher: Säurerest)
Konjugierte Base
Säure-Basen-Paar
Mehrstufig dissoziierende Säuren
Säuren und Basen als Protonendonatoren und –akzeptoren:
starke Dissoziation
HCl
*
H2CO3
HCO3-
*
H3PO4
H2PO4H-Hb
NH4+
H+
+ Cl-
H+ + HCO3H+
+ CO3
Der wichtigste Partner für Protonenübergänge ist das Wasser
H2O + H2O
Säure
2-
Base
H3O+ + OHOxonium- HydroxidIon
Ion
H+ + H2PO4-
⇒H2O ist ein sog. Ampholyt.
H+ + HPO42H+
+ Hb-
H+ + NH3
schwache Dissoziation
* Mehrstufige Dissoziation
Das Säure-Base-Paar Wasser
D.h. es kann Protonen abgeben (=Säure),
aber auch Protonen aufnehmen (=Base).
Das Säure-Base-Paar Wasser
H2O + H2O
OH-
Dissoziation des Wassers
Nach dem Massenwirkungsgesetz gilt:
H3O+ +
Auf die Gleichung als Gleichgewichtsreaktion
Massenwirkungsgesetz anwendbar.
ist
das
Es besagt:
[H3O+] • [OH-]
[H2O] • [H2O]
= konstant
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)
(K) = Dissoziationskonstante
[H3O+] • [OH-]
[H2O]2
=K
[H+] • [OH-]
[H2O]
=K
[H+] • [OH-] = K • [H2O]
{
[H+] • [OH-] = K • [H2O]
Kw
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).
Das Ionenprodukt des Wassers
[H+] • [OH-] = KW = 10-14
[10-7]
•
[10-7]
=
[10-14] bei 25 °C
[10-13,6] bei 37 °C
[H+] • [OH-] = KW = 10-14
[10-7]
•
[10-7]
=
[10-14] bei 25 °C
[10-13,6] bei 37 °C
⇒ Reines, neutrales Wasser enthält also 10-7 mol H+-Ionen
und 10-7 mol OH--Ionen pro 1 Liter (bei 25°C).
Der Begriff des pH Wertes
1 L Wasser = 1 kg
1 Mol Wasser = 18 g
KW = 10-14
Molare Konzentration des Wassers:
cW = 1000 g : 18 g = 55,56 mol/L
Negativ dekadische
Logarithmus
pKW = 14
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 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
Beispiel:
[H+]
=
10-4
mol/L ;
ergibt.
[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.
[H+] > 10-7 > [OH-]
[H+] = [OH-] = 10-7
[H+] < 10-7 < [OH-]
Sauere Lsg.
Neutrale Lsg.
Basische oder
alkalische Lsg.
Säuren, die stark dissoziieren, d.h. viele H+-Ionen
freisetzen sind sog. starke Säuren.
Base +
Säure
H+
Ka ist hoch;
-log Ka = pKa ist niedrig
Säuren, die schwach dissoziieren, d.h. wenig H+-Ionen
freisetzen sind sog. schwache Säuren.
Der negativdekadische Logarithmus der Dissoziationskonstante K verändert sich mit zunehmender Stärke
der Säure.
K=
[H+] • [A-]
[HA]
starke Säuren
pK = <1
Säure
Base +
H+
Ka ist niedrig;
-log Ka = pKa ist hoch
Je kleiner der Wert von pKa, desto stärker ist die
Dissoziation der Säure.
; pK = -log K
mittelstarke Säuren
pK = 1 ≤ pK ≤ 5
vollständig dissoziiert
schwache Säuren
pK > 5
nur wenig dissoziiert
Der pH-Wert ist der negativ dekadische Logarithmus
der Wasserstoff-Ionen-Konzentration.
pH = -log [H+]
⇒ Säuren mit einer pKa 3 – 4 liegen bei physiologischem
pH vollständig dissoziiert vor.
Umgekehrt definiert man den pOH = -log [OH-].
⇒ Säuren, deren pKa im Bereich des physiologischen
pH liegen, sind nur teilweise dissoziiert.
⇒ Säuren mit einem pKa von > 9, liegen im Körper
undissoziiert vor.
Er ist das Maß für die aktuelle, das heißt tatsächliche Wasserstoff-IonenKonzentration. Die pH-Messung sagt aus, welche Konzentration
von H+-Ionen in der zu untersuchenden Lösung frei vorliegen.
pH = -log [H+]
Beispiel: Berechnung des pH-Wertes von reinem Wasser (25°C)
pH = -log [H+]
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:
pH = -log [H+]
Ionenprodukt des Wasser:
⇒Reines, neutrales Wasser enthält 10-7 H+-Ionen und
10-7 OH--Ionen pro Liter (bei 22°C).
pH = -log [H+] = -log 10-7 = -(-7) = 7.0
1 molare HCl
→
1 mol H+-Ionen pro Liter Lösung
[H+] = 1 = 100 mol/L
; pH = 0
demnach:
demnach:
1 molare HCl
→
1 mol
H+-Ionen
[H+] = 1 = 100 mol/L
pro Liter Lösung
; pH = 0
1 molare HCl
→
[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
[H+] = 0,02 = 2 • 10-2 mol/L
; pH = 2
demnach:
1 molare HCl
→
[H+] = 1 = 100 mol/L
; pH = 0
Umkehrung:
[H+] = 10-pH
Beispiel: Welche Protonenkonzentration hat eine wässrige Lösung,
die einen pH-Wert von 7,41 besitzt
pH = -log [H+]
[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.
[H+] = 10-pH
Umkehrung:
Umkehrung:
[H+] = 10-pH
pH = -log
[H+]
pH = -log [H+]
7.41 = -log [H+]
[H+] = 10-pH
10-7,41 = 10log [H+] = [H+]
7.41 = -log [H+]
[H+] = 10-pH
10-7,41 = 10log [H+] = [H+]
[H+] = 3,89 • 10-8 M
pH des Blutplasma
= 38,9 • 10-9 = 38,9 nM
Gesamtverteilungvolumen 45 Liter
1 Dose Cola = 0,33 Liter; pH=2,25
Normbereich
Azidose
7.36
6.80
[H+]
160
7.40
Alkalose
7.45
Überlebensbereich
7.70
44
40
36
20
nmol/l
[H+] = 10-2,25 mol/L = 0,00562 mol/L
[H+] = 10-2,25 mol/L = 0,00562 mol/L
[H+] = 5,62 • 10-3 mol/L
[H+] = 5,62 • 10-3 mol/L
5,62 mmol
1 Liter
= 5,62 mmol/L
5,62 mmol
• 0,33 Liter = 1,85 mmol H+
1 Liter
= 5,62 mmol/L
• 0,33 Liter = 1,85 mmol H+
1,85 mmol H+ werden in 45 L KörperFlüssigkeit (pH 7,0) gelöst:
1,85
mmol/L = 0,041 mmol/L
45
pH des Blutplasma
[H+] = 10-2,25 mol/L = 0,00562 mol/L
[H+] = 5,62 • 10-3 mol/L
5,62 mmol
1 Liter
1,85 mmol
= 5,62 mmol/L
7.36
7.40
Alkalose
7.45
• 0,33 Liter = 1,85 mmol H+
H+
6.80
werden in 45 L Körper-
Flüssigkeit (pH 7,0) gelöst:
1,85
Normbereich
Azidose
mmol/L = 0,041 mmol/L
45
= 4,1 • 10-5 mol/L
[H+] = 4,1 • 10-5 mol/L; pH = 4,38
[H+]
160
Überlebensbereich
7.70
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
CH3COONa
CH3COO-
Na+ + CH3COO-
-> Massenwirkungsgesetz
Puffersysteme
Denn nach dem Gleichgewicht
H+
[CH3COO-] • [H+]
= Ks
[CH3COOH]
Zunahme des Acetat (CH3COO-),
⇒Bildung der Essigsäure ↑ und folglich
⇒Abnahme der [H+].
(denn Ks muß konstant bleiben !)
Zugabe von Na-Acetat =>
H+ +
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.
Puffersysteme
[H+]
↓ => pH ↑.
CH3COOH
H+ + CH3COO- + Na+
pH
!
CH3COONa
pH-Wert einer Pufferlösung
Der pH-Wert einer solchen Pufferlösung kann mit der sog.
Henderson-Hasselbalch-Gleichung ermittelt werden:
Der pH-Wert einer solchen Pufferlösung kann mit der sog.
Henderson-Hasselbalch-Gleichung ermittelt werden:
[konjug.Base]•[H+]
[Gesamtsäure]
[konjug.Base]•[H+]
[Gesamtsäure]
= Ks
;
[H+] = Ks •
[Gesamtsäure]
[konjug. Base]
= Ka
;
[H+] = Ka •
[Gesamtsäure]
[konjug. Base]
neg. dekad. Logarithmus => HHG.
pH = pKs + log
[Base]
[Säure]
Die Henderson-Hasselbalch Gleichung
Die Henderson-Hasselbalch-Gleichung erlaubt u.a.:
pH = pKs + log
[Base]
[Säure]
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]
log
1
=0
1
;
pH = pKs + 0
;
pH = pKs
pH-Wert von Pufferlösungen
Rechenbeispiele:
Graphische Darstellung der
Henderson-Hasselbalch Gleichung
pH-Wert von Pufferlösungen
Rechenbeispiele:
pKs
4,75
Bicarbonat-Puffer :
Phosphat-Puffer:
pH
7,4
Bicarbonat-Puffer : 20:1
Phosphat-Puffer:
Phosphat-Puffer:
pH
7,4
pH
7,4
Phosphat-Puffer:
4:1
pH
7,4
Die Henderson-Hasselbalch Gleichung
Pufferkapazität
Der pH-Wert einer Pufferlösung wird bestimmt durch den pKs-Wert
[Base]
pH = pKs + log
[Säure]
der beteiligten Säure und dem Verhältnis von
[Base]
in der Lösung.
[Säure]
⇒ ? Leistungsfähigkeit des Puffersystems ?
Für alle Säure-Basen Paare gilt:
Die Pufferkapazität hängt von 2 Dingen ab:
der pH-Wert einer Pufferlösung hängt nicht von den
absoluten Konzentrationen der Base bzw. der Säure,
sondern nur von ihrem Verhältnis zueinander ab.
direkt meßbar
(z.B. pH-Meter)
• von der Nähe des pH-Wertes der Lösung zum pKs des Puffersystems.
Die Pufferkapazität ist am größten, wenn pH = pKs ist.
Potentiometrische pH-Messung
Titrationsazidität
Titrierbare Acidität = Aktuelle Acidität +
(Gesamtacidität)
• von der Gesamtkonzentration des Puffersystems. Je größer die
Gesamtkonz., desto höher die Pufferkapazität.
Potentielle Acidität
durch Titration
bestimmbar
durch die Titration werden auch die gebundenen
(gepufferten) H+ freigesetzt:
Titrationskurve einer schwachen Säure mit einer starken Base.
13
13
Äquivalenzpunkt
Äquivalenzpunkt
Umkehrpunkt:
50 % der Essigsäure dissoziiert;
die anderen 50 % undissoziiert
Umkehrpunkt = pKs.
13
Äquivalenzpunkt:
Essigsäure vollständig dissoziiert.
Äquivalenzpunkt
Bei zunehmender Menge an NaOH
nähert sich die Titrationskurve
asymptotisch dem pH der 0,1 n
NaOH an.
pKs+1
pKs
pKs-1
13
Äquivalenzpunkt:
Essigsäure vollständig dissoziiert.
Äquivalenzpunkt
Bei zunehmender Menge an NaOH
nähert sich die Titrationskurve
asymptotisch dem pH der 0,1 n
NaOH an.
Pufferbereich
pH0,1 n NaOH = 14 – (-log[OH-])
pH = 14 – (-(-1)) = 13
Protonenstoffwechsel
Puffersysteme des Blutes und des Organismus
Die Summe aller im biologischen pH-Bereich
im Blut zur Aufnahme von H+ befähigten
Valenzen
Anteil an
Konzentration
%
pKa
50
6,1
Bicarbonat-Puffersystem
!
„Nicht-Bicarbonat-Puffersysteme“
50
Die biologische Wertigkeit eines Puffers hängt ab von:
1. seiner Konzentration
2. seiner Verteilung in den Körperflüssigkeiten
3. seiner Beziehung zu Eliminationsprozessen
Hb- / O2Hb8,25 / 6,95
---6,8
Pufferbase Σ 48 mmol/l
Bicarbonat-Puffer
H2O + CO2
H2CO3
H+
+ HCO3-
Im Plasma werden 25,2 mmol/L Gesamtkohlensäure transportiert.
Davon entfallen 1,2 mmol/L auf die freie Kohlensäure (= [H2CO3] + [CO2])
und
24 mmol/L auf das Bicarbonat.
pH = pK´s + log
[HCO3-]
[H2CO3]
Bicarbonat-Puffer
Gasaustausch und
Zirkulation
in der Lunge unter
normalen
Bedingungen
Bicarbonat-Puffer
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.
pH = pK´s + log
Scheinbare Dissoziationskonstante der Kohlensäure
pH = pK´s + log
pH = pK´s + log
pH = 6,1 + log
Konzentrationsverhältnis von [HCO3-] und [CO2] und daraus resultierendem pH bzw. Protonenkonzentration.
[HCO3-]
[H2CO3]
[HCO3-]
SCO2 • pCO2
24 mmol/L
[HCO3-]
0.0304 • pCO2
40 mmHg
24
= 7,4
1,2
oder 24 : 1,2
Bicarbonat-Puffer
pH
7,4
Bicarbonat-Puffer
Konzentrationsverhältnis von [HCO3-] und [CO2] und daraus resultierender pH-Wert bzw. Protonenkonzentration.
Verhältnis
HCO3-/CO2
10:1
12,5:1
16:1
20:1
25:1
32:1
40:1
Resultierender
pH-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
Bicarbonat-Puffer
CO2
Alveole
CO2 + H2O
physiol. Bedingungen
H CO 2
3
pH = 6,1 + log
H+ + HCO3-
24
1,2
Blut
= 7,4
d.h. es kann kein CO2 abgeatmet werden !
Geschlossenes System:
Zugabe von
1mM Milchsäure
pH = 6,1 + log
24 - 1
1,2 + 1
= 6,1 + log
23
2,2
= 7,12
Bicarbonat-Puffer
CO2
Alveole
CO2 + H2O
physiol. Bedingungen
Offenes
System
H CO 2
3
pH = 6,1 + log
H+ + HCO3-
24
1,2
Blut
Geschlossenes
System
= 7,4
d.h. es kann kein CO2 abgeatmet werden !
Geschlossenes System:
Zugabe von
1mM Milchsäure
pH = 6,1 + log
24 - 1
1,2 + 1
= 6,1 + log
23
2,2
= 7,12
d.h. CO2 kann über die Lunge abgeatmet werden !
Offenes System:
Zugabe von
1mM Milchsäure
pH = 6,1 + log
24 - 1
1,2
= 6,1 + log
23
1,2
= 7,38
Zusammenwirken der Blutpuffer
Bicarbonat-Puffer
Nicht-Bicarbonat-Puffer
Überwiegend im Plasma wirksam
Überwiegend in Erythrozyten.
Säurekomponente gut eliminierbar,
da im offenen System an Alveolarluft gekoppelt.
Säurekomponenten praktisch nicht
eliminierbar.
Gesamtkonzentration des Systems sehr
anpassungsfähig, da die Elimination der
laufend entstehenden Komponente CO2
variiert werden kann.
Gesamtkonzentration des Systems
nichtvariabel.
pKS´ mit 6,1 relativ ungünstig zum
physiol. pH-Wert gelegen.
Puffergleichung:
pH = pK´s + log
pKS mit 6,8 bis etwa 8,25 günstig
zum physiol. pH-Wert gelegen.
Puffergleichung:
[HCO3-]
SCO2 • pCO2
pH = pKs + log
[NB-Puffer]
[NB-Puffer-H]
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)
ca. 45% als Na+HCO3- im Plasma
ca. 20% an Hb gebunden
ca. 25% als K+HCO3- im Ery.
ca. 10% physikalisch gelöst
Der CO2 – Abtransport
Gewebezelle
Die CO2 Abgabe
(10%)
(45%)
Gewebekapillare
H2O
CO2
Carbonanhydratase
HHbCO2
H2CO3
(20%)
Hb
H+
O2 Hb–
O2
CO2
(10%)
Na+ HCO3–
Cl–
Lungenkapillare
CO2
(25%)
K+ Cl–
Alveole
HCO3–
Na+ Cl–
Na+
O2HHbCO2
O2
HCO3–
(45%)
HCO3–
CO2
CO2
O2Hb–
HCO3
H+
Carbonanhydratase
CO2
CO2+H2O
Erythrozyt
pCO2 - Abatmung
Alveole
Kapillare
• Die flüchtige Säure CO2 wird
als Abfallprodukt des
Stoffwechsels über die
Lunge abgeatmet
CO2
• CO2 diffundiert von den
Lungenkapillaren in die
Alveolen und wird dann
ausgeatmet
pCO2 =
40 mmHg
CO2
pCO2 =
45 mmHg
Der relativ langsame Spontanzerfall von Kohlensäure
in Wasser und Kohlendioxyd wird durch die
Carboanhydratase 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 H2O
umzusetzen und das Gleichgewicht der Partialdrücke
der Blut-und der Alveolargase herzustellen.
Enstehung Entsorgung von CO2 und H+ Protonen
Stoffwechsel
SäureSäure-Basen Regulation
CO2 als flüchtigeCO
2
Säure
Extrazelluläres
Bett pH 7,4
pH 6,8
H+
Protonen in Form
nichtflüchtiger Säuren
Blut u. ERZ CO2 + H2O ↔ H2CO3 ↔ HCO3- + H+ + NBP- ↔ NBP - H
Die Stellglieder für die Säure-Basen-Regulation
sind die Ventilation der Lunge und die
Bicarbonatrückresorption der Niere.
CO2
H+ NBP = Eiweiß, Hämoglobin
Oxihämoglobin
Phosphatpuffer
Lunge
Niere
24000
mmol/24 h
60
mmol/24 h
• (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
–
Steuerung der HCO3– Konzentration in der Niere
Das Kohlensäure - Bikarbonat System
Blut
Enzym
Carbonanhydratase
CO2 + H2O
Nierenzelle
Urin
schnell und
spontan
H2CO3
H+ + HCO3–
CO2 wird ausgeatmet H2O bleibt zurück!
–
• Die Regulation von HCO3 vollzieht sich innerhalb von
Stunden/Tagen

H+ - MTA-Schule Ludwigshafen

Transcription

Similar documents

Elektronischer Sonderdruck für S3

dermArena 2012 - Dermatologica Helvetica

BGA Version 1 - mtaschule

Grundwissen für die Oberstufe

Fachbegriffe CHEMIE Klasse 10

Grundlagen der Kernphysik

Atemphysiologie - Säure-Basen

AC-Übungsaufgaben in Vorbereitung auf die 2. Teilklausur zum Liebig

Gebrauchsinformation: Information für Anwender Ionolyte

Patienten-Ratgeber Interstitielle Cystitis - cyst-u-ron

Acidimetrie

Säuren und Basen