Säure-Base-Haushalt Flashcards
Korrespondierende Säure- Basen- Paare
Eine Säure, die ein Proton abgibt und dadurch zur konjugierten Base wird, da sie nun Protonen aufnehmen kann (Brønsted).
Bsp.: HCl + H2O –> Cl- + H3O+
Ampholyt
Verbindungen, die je nach herrschendem pH- Wert als Protonendonatoren (Säure) oder Protonenakzeptoren (Base) wirken können.
Bsp.: Wasser, AS
Säurestärke
Die Stärke einer Säure ist über die Vollständigkeit ihrer Protonenabgabe (=Dissoziation) definiert
Maßzahl: Gleichgewichtskonstante Ks des Massenwirkungsgesetzes für die Deprotonierungsreaktion der Säure
- Ks > 1: Starke Säure (Mehrheit der Moleküle dissoziiert)
- Ks < 1: Schwache Säure (Mehrheit der Moleküle nicht dissoziiert)
- pKs-Wert: Negativer dekadischer Logarithmus des Ks- Werts
-> je größer der Ks-Wert, desto kleiner der pKs-Wert und desto stärker die Säure
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. = -I - Effekt
Basenstärke
Die Stärke einer Base ist über die Vollständigkeit ihrer Protonenaufnahme (=Protonierung) definiert.
Maßzahl: Gleichgewichtskonstante Kb des Massenwirkungsgesetzes für die Protonierung der Base
- Kb > 1: Starke Base (Mehrheit protoniert)
- Kb < 1: Schwache Base
- pKb- Wert: Negativer dekadischer Logarithmus des Kb- Werts
pH- Wert
Der pH Wert ist der negative dekadische Logarithmus der H3O+ Konzentration in einer Lösung. [dimensionslos]
Formel: pH = -lg[H3O+]
pH- Skala: Von 0 (stark sauer) über 7 (neutral) bis 14 (stark basisch)
- in einer Säure sind mehr H3O+ Ionen/ Protonen als OH- Ionen vorhanden
- in einer Base sind mehr OH- Ionen als H3O+ / Protonen vorhanden
pH Wert Berechnung von starken Säuren
pH = -lg([Säure] x Wertigkeit)
Bsp. für starke Säuren: Salzsäure HCl, Schwefelsäure H2SO4, Salpetersäure HNO3 und Perchlorsäure HClO4
Wertigkeit
Vereinfacht entspricht die Wertigkeit einer Säure bzw. Base der Anzahl der H+ bzw. OH- Ionen, die aus einem Säure- bzw. Base- Molekül gebildet werden können.
Bsp.: Wertigkeit von H2SO4 beträgt 2, die Wertigkeit von HCl beträgt 1.
pH- Wert Berechnung schwache Säuren
pH = 1/2 (pKs - lg[Säure])
Bsp. für schwache Säuren: Kohlensäure (H2CO3), Zitronensäure (C6H8O7), Essigsäure (CH3COOH), Ammonium-Ion (NH4+) und Phosphorsäuren-Anionen (H2PO-, HPO4^2-)
pH- Wert Berechnung starker Basen
pH = 14 + lg ([Base] x Wertigkeit)
Bsp. für eine starke Base: Hydroxid- Ion (OH-)
pH- Wert Berechnung von schwachen Basen
pH = 14 - 1/2 (pKs - lg[Base])
Bsp. für schwache Basen: Ammoniak (NH3), Amine
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 auf ein zweites H2O Molekül; H2O + H2O -> H3O+ + OH- (In reinem Wasser ist die Konzentration von H3O+ und OH- Molekülen gleich: 10^-7 mol/L, 1L Wasser enthält ca. 55 mol H2O)
Neutralisation
Reaktion gleicher Mengen an Säure (H+ - Äquivalente) und Base (OH- Äquivalente) miteinander, wodurch pH = 7 (neutral) erreicht wird.
Produkte: Wasser + Salz.
Bei der Lösung von Salzen in Wasser, hängt der End-pH-Wert von der Säure- und Basenstärke der Ionen ab.
pH- Wertberechnung verschiedener Salzlösungen
Schwache Base + Schwache Säure = annähern neutrale Salzlösung
- Formel: pH = (pKs1 + pKs2) / 2
Schwache Base + Starke Säure = schwach saure Säure
- Formel: pH = 1/2 (pKs - lg [Säure])
- Bsp.: Starke Säure HCl + Schwache Base NH3 = NH4Cl
Starke Base + Schwache Säure = schwach basische Salzlösung
- Formel: pH = 14 - 1/2 (pKs - [Base])
Starke Base + Starke Säure = neutrale Salzlösung
Äquivalenzpunkt
Punkt bei der Titration (exp. Bestimmung einer unbekannten Säure-/ Basenmenge), bei dem sich identische Mengen einer Säure bzw. einer Base und Titrationsmittel in der Lösungen befinden
Puffer
Wässrige Lösung von schwachen (!) korrespondierenden Säure-Basen-Paaren (Bsp.: Essigsäure & Acetat, Ammonium & Ammoniak). Ein Puffer kann geringe Änderungen des pH- Werts abfangen.
pH-Wert Berechnung einer Pufferlösung
Henderson-Hasselbach-Gleichung:
pH = pKs + lg ([Base]/[Säure])
pKs: Gleichgewichtskonstante der Säure
Pufferkapazität
Entspricht der Menge einer Säure bzw. einer Base, die nötig ist, um den pH- Wert von 1L Pufferlösung um +/- 1 zu verändern.
- steigt mit der Konzentration der Pufferlösung
- entspricht Steigung der Titrationskurve (große Steigung = geringe Pufferkapazität)
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
pH - Normwerte
- Magensaft: 1,0 - 4,0
- Urin: 4,5 - 7,9
- Zytoplasma: 7,0 - 7,3
- Blutplasma: 7,35 - 7,45
Eriedrigter arterieller Blut- pH- Wert (pH < 7,35) = Azidose, erhöhter (pH > 7,45) = Alkalose
Einflüsse, die für eine Zunahme der Säure im Körper sorgen
Ernährung:
- Stoffwechsel von Kohlenhydraten, Fett- und AS zu CO2 (‚Flüchtige‘ Säure = können direkt abgeatmet werden), tägl. entstehen etwa 16.000 mmol CO2.
- Abbau schwefelhaltiger AS (z.B. Methionin) aus proteinreicher Kost zu SO4^2- und H+ (‚Fixe‘ Säuren = Säuren, die das System nicht unmittelbar verlassen können, tägl. entstehen davon ca.0,5 mmol/kg KG)
Nahrungskarenz (Lipolyse -> freie FS und Ketonkörper)
Schwere körperliche Arbeit (Anaerobe Glykolyse -> Milchsäure = Laktat)
Einflüsse, die für eine Abnahme der Säure im Körper sorgen
Abatmung von CO2
Einflüsse, die für eine Zunahme der Basen im Körper sorgen
Vegetarische Ernährung mit hohem Sojaanteil
Einflüsse, die für eine Abnahme der Basen im Körper sorgen
- Neutralisierung saurer Magen- und Darmsekrete: tägl. werden so ca. 0,5 mmol HCO3- pro kg KG ausgeschieden
- Synthese von Harnstoff: Verbrauch von einem Molekül HCO3- pro Harnstoffmolekül
Puffersysteme des Körpers
Gleichen akute pH- Wert- Schwankungen des Blutes aus und halten den pH konstant um 7, 4. 99,99% aller plötzlich anfallenden Protonen werden über Puffersysteme abgefangen.
Offene Puffersysteme
Entfernen einen Reaktionspartner aus dem System (z.B. über Lunge oder Niere), wodurch die Pufferkapazität gesteigert wird.
Bicarbonatpuffersystem
Offenes Puffersystem. Das wichtigste Puffersystem des Menschen. Wirkt an der Ausscheidung saurer Valenzen über die Lunge durch Abatmen von CO2 mit. Mit 20 - 28 mmol/L entspricht es etwa 50% der Gesamtpufferkapazität des Bluts.
H20 + CO2 -> H2CO3 (= HCO3- + H+)
Überschuss an Säuren: HCO3- nimmt vermehrt Protonen auf und wird als CO2 abgeatmet
Überschuss an Basen: Gelöstes CO2 geht über H2CO3 in seine deprotonierte Form (HCO3-, überschüssiges Proton + OH- = H20) über, dabei wird weniger CO2 abgeatmet
Erhöhter CO2- Partialdruck: Gesamtkonzentration der Pufferbasen bleibt gleich (für jede verbrauchte Base entsteht ein neues HCO3- Molekül)
Ammoniumpuffersystem
Regulationssystem der renalen Säure-Basen-Ausscheidung, dauerhafte Ausscheidung saurer Stoffe. Beteiligt an der renalen Gluconeigenese, De-novo-Synthese von Bicarbonat und der Regulation des intrazellulären pH- Werts beteiligt.
NH3 + H+ -> NH4
- ermöglicht H+ Ausscheidung über den Harn in Form von NH4+
- HCO3- sparende Methode der NH3- Ausscheidung
Geschlossene Puffersysteme
Konstanter Gehalt der korrespondierenden Säure- Basen- Paar, denn kein Reaktionspartner kann das System verlassen
Proteinpuffersysteme
Proteine können über ionisierbare Seitengruppen als Puffer fungieren. Größter Anteil d. Blutplasmapufferung: Hb der Erys und Albumin
Reaktion: Protonenaufnahme über reaktive Gruppen der AS
- basischer Imidazolring von Histidin, pKs von 6,0 nahe dem phys. Bereich, hoher Stellenwert für die Pufferfunktion der Plasmaproteine
- Amino- und Carboxylgruppen aller AS
Funktion: Regulation des Blut-pH-Werts (50% der Gesamtpufferkapazität des Blutes)
Rolle der Lunge
Eliminiert die flüchtige Säure CO2 über die Ausatemluft (durchschnittlich etwa 16.000 mmol CO2 pro Tag)
Regulation:
- CO2 Partialdruck Anstieg im Blut -> Stimulation der Atmung
- pH-Abfall im Blut -> Stimulation der Atmung
- Mechanorezeptoren in Skelettmuskulatur/ Gelenken: hohe Aktivität + vermehrter CO2 Anfall -> Stimulation der Atmung
Hyperventilation (= vermehrtes CO2 Abatmen) -> Alkalose
Hypoventilation (= vermehrter CO2 Anfall) -> Azidose
Die Rolle der Niere
1) Ausscheidung saurer Valenzen
- Protonensekretion: Über Na+/H+-Antiporter (proximaler Tubulus) und eine H+/K+-ATPase (Schaltzellen im späten Tubulus und Sammelrohr) -> Pufferung im Harn über Bindung von H+ an Ammoniak und Phosphat
- Regulation: bei Azidose steigt die Ausscheidung von NH4+ und PO4^3- durch vermehrte Ammoniakproduktion und verminderte Phosphatreabsorption
2) Produktion und Reabsorption basischer Valenzen
- Bicarbonat-De-Novo-Synthese der Niere
- Bicarbonat- Reabsorption: Regulation bei Azidose durch eine fast 100%ige Resorption (begünstigt durch erhöhten CO2 Partialdruck) und bei Alkalose durch eine sinkende Bicarbonat- Reabsorption und eine Stimulation des Cl-/ HCO3- Austauschers
Bicarbonat
HCO3-
H20 + CO2 -> H2CO3 -> HCO3- + H+
- kann vermehrt Protonen aufnehmen (Base) und als CO2 abgeatmet werden
- bei einem Überschuss an Basen, kann CO2 über Kohlensäure in seine deprotonierte Form, das Bicarbonat, übergehen und kann dadurch weniger abgeatmet werden. Das übrige Proton wird auf ein OH- übertragen -> H2O
Charakterisierung von Störungen im Säure Basen Haushalt
Art der pH- Abweichung:
- Azidose: pH < 7,35
- Alkalose: pH > 7,45
Nach Auslöser:
- Respiratorisch: ursächlich ist eine Ventilationsstörung (CO2 Partialdruck im arteriellen Blut als Parameter)
- Metabolisch: ursächlich ist eine Stoffwechselstörung (Parameter: Standard- Bicarbonat und Basenüberschuss)
Nach Verlauf:
- Akut: pH verändert, pCO2 ODER Standard HCO3- verändert
- Teilkompensiert: pH verändert, pCO2 UND Standard HCO3- verändert
- Kompensiert (durch das jeweils noch intakte System): pH NORMAL, pCO2 und Standard HCO3- verändert
Respiratorische Azidose
1) Akut:
- erniedrigter pH
- erhöhter PaCO2 (Normbereich: 32-45 mmHg)
- normaler Standard- HCO3- (Normbereich: 22-26 mmol/L)
- Normaler/ kein Basenüberschuss (Normbereich: -2 bis +3 mmol/L)
- Ursachen: Hypoventilation (Asthmaanfall, Obstruktion, geschwächte Atemmuskulatur, Lungeemphysem, Lungenödem, Sedative/ Opioide)
2) (Teil-) kompensiert:
- erniedrigter/ normaler pH
- erhöhter paCO2
- erhöhter HCO3-
- Basenüberschuss
Metabolische Azidose
1) Akut:
- erniedrigter pH
- normaler paCO2
- erniedrigter Standard HCO3-
- negativer Basenüberschuss
- Ursachen: Ketoazidose, Laktatazidose, Fasten, Diarrhö, Hyperkaliämie, Niereninssufiziez, renal tubuläre Azidose
2) (Teil-) kompensiert:
- erniedrigter/ normaler pH
- erniedrigter paCO2
- erniedrigter Standard- HCO3-
- negativer Basenüberschuss
Respiratorische Alkalose
1) Akut:
- erhöhter pH
- erniedrigter paCO2
- normaler Standard- HCO3-
- normaler/ kein Basenüberschuss
- Ursachen: Hyperventilation, Hypoxämie
2) (Teil-) kompensiert:
- erhöhter/ normaler pH
- erniedrigter paCO2
- erniedrigter Standard- HCO3-
- negativer Basenüberschuss
Metabolische Alkalose
1) Akut:
- erhöhter pH
- normaler paCO2
- erhöhter Standard- HCO3-
- Basenüberschuss
- Ursachen: Hyperaldosteronismus, Hypokaliämie, Erbrechen, Medikamentös
2) (Teil-) kompensiert:
- erhöhter pH
- erhöhter paCO2
- erhöhter Standard- HCO3-
- Basenüberschuss
Hyperaldosteronismus aka Conn- Syndrom
Mechanismus:
1) Gesteigerte Aldosteronkonzentration -> Niere: gesteigerte Kaliumausscheidung -> Hypokaliämie
2) Kompensation: Kalium/ H+ Austausch, Kalium ins Blut -> metabolische Alkalose
3) Zusätzlicher Bicarbonatkonzentrationsanstieg (Rückresorption durch stimulierte Schaltzellen Typ A in Nieren Sammelrohren)
Kombinierte Azidose
- erniedrigter pH- Wert
- erhöhter paCO2
- erniedrigter Standard- HCO3-
- negativer Basenüberschuss
- Ursache: Multiorganversagen
Anionenlücke
Maß für die nicht routinemäßig bestimmbaren Anionen im Blut, insbesondere negativ geladene Proteine und Stoffwechselprodukte -> Ursachenfindung metabolische Azidose
Bestimmung durch Messung dominanter Anionen und Kationen (Na+, HCO3-, Cl-) und Berechnung der Differenz
Azidose bei physiologischer Anionenlücke = Bicarbonatverlust (Kompensation durch Cl- bedingt eine unveränderte Anionenlücke), Ursachen:
- endogen: Diarrhö
- exogen: Medikamente
Azidose bei vergrößerter Anionenlücke = Additionsazidose, mögliche Ursachen:
- endogen: Laktatazidose, Ketoazidose
- exogen: Vergiftung durch Salicylsäure, Ethanol
Vergrößerte Anionenlücke: „Kußmaul“ = Ketonkörper, Urämie, Salicylsäure, Methanol, Äthylenglycol, Urämie, Laktat
