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Säure-Basen-Haushalt

7,4 ist der pH-Wert des Blutes. Da der pH-Wert der negative dekadische Logarithmus der Wasserstoffionenkonzentration [H+] ist, beträgt diese somit nicht mehr als 40 nmol/l (1 Nanomol = 1 milliardstel Mol). Obwohl diese Konzentration somit außerordentlich gering ist, zählt sie gleichzeitig zu den am genauesten regulierten Parametern der Physiologie, denn bereits verhältnismäßig geringe Abweichungen vom Normalwert sind mit dem Leben nicht vereinbar. Dies ist darin begründet, dass H+-Ionen sehr reaktiv sind und sich in hohem Maße an Proteine anlagern können. Dies führt zu Ladungsveränderungen an den Proteinen, was ihre Konfiguration verändern und letztlich ihre Funktion aufheben kann. Aus diesem Grunde müssen Abweichungen der H+-Konzentration sehr effizient verhindert werden, was die Aufgabe des Säure-Basen-Haushalts ist, und dies obwohl ständig große Mengen an Säuren (und Basen) im Organismus gebildet werden, die das delikate Gleichgewicht stören können.

Säuren und Basen

Nach der Definition des dänischen Chemikers Bronsted ist eine Säure eine Substanz, die H+-Ionen abgeben kann (Protonendonator), während eine Base in der Lage ist, H+-Ionen aufzunehmen (Protonenakzeptor).

 

Beispiele für Säuren und ihre Abgabe von H+-Ionen:

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Oder allgemein:

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Dabei steht HA für die nicht dissoziierte Säure und A- für das Anion (negative Ladung, nachdem ein H+ entfernt wurde), auch bezeichnet als die konjugierte Base (weil ein potentieller Protonenakzeptor).

Dieser Prozess wird als Dissoziation einer Säure beschrieben und gehorcht dem Massenwirkungsgesetz, das zur Aussage hat, dass nach dem Erreichen des Gleichgewichtszustands die Reaktionspartner in einem bestimmten Mengenverhältnis zueinander vorliegen, wobei Ka die für die Substanzen charakteristische Dissoziationskonstante ist. (Die eckigen Klammern sollen andeuten, dass Konzentrationen betrachtet werden.)

 

 

Henderson-Hasselbalch-Gleichung

In Analogie zum pH-Wert, der zur einfacheren Handhabung der sehr geringen H+-Konzentrationen dienen soll, kann auch das Massenwirkungsgesetz in logarithmierter Form angegeben werden (mit schrittweiser Umformung):

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Und nun der negative Logarithmus (Zu beachten ist dabei, dass beim Logarithmieren aus der Multiplikation auf der rechten Seite der Gleichung eine Summe hervorgeht):

 

 

-log[H+] ist nichts anderes als der pH-Wert und -logKa ist definiert als pKa-Wert.

 

 

Durch Umkehrung des Logarithmus kann das negative Vorzeichen vermieden werden, was schließlich die Henderson-Hasselbalch-Gleichung zum Ergebnis hat.

 

 

Oder anders ausgedrückt:

 

 

pKa-Wert

Der pKa-Wert ist somit der negative dekadische Logarithmus der Dissoziationskonstante. Gleichzeitig entspricht dies jenem pH-Wert, bei dem die Konzentrationen von Säure und konjugierter Base gleich groß sind. (Unmittelbar praktische Relevanz hat der pKa-Wert beispielsweise bei der Anwendung von Lokalanästhetika.)

 

Puffer

Zur Aufrechterhaltung der Säure-Basen-Homöostase im Organismus dient das Vermeiden von großen Veränderungen der H+-Konzentration durch Puffer. Bei diesem Vorgang handelt es sich um einen chemisch-physikalischen Effekt, der auf dem Umstand beruht, dass eine Puffersubstanz H+-Ionen aufnehmen und abgeben, wenn diese dem System zugeführt (oder aus diesem entfernt werden). Physiologisch wichtige Puffer sind insbesondere schwache Säuren (während starke Säuren dafür nicht geeignet sind, da diese praktisch vollständig dissoziiert, also in H+ und zugehöriges Anion getrennt sind, was gleichzeitig die Definition der starken Säuren ist).

Phosphat-Puffer

Phosphat ist nach folgender Reaktion in der Lage, H+ aufzunehmen bzw. abzugeben:

 

 

Wenn nun H+-Ionen zugeführt werden, verschiebt sich das Gleichgewicht dieser Reaktion nach rechts.

 

Ein Beispiel:

Ein Liter einer Lösung enthält jeweils 10 mmol HPO42- und H2PO4- (als Natriumsalze, um die elektrische Neutralität zu wahren). Der pKa-Wert beträgt für dieses System 6,8.

 

Einsetzen in die Henderson-Hasselbalch-Gleichung ergibt:

 

 

 

entsprechend einer H+-Konzentration von 158 nmol/l.

 

Nun werden dieser Lösung 2 mmol HCl zugesetzt werden. Da HCl eine starke Säure ist, liegt sie vollständig dissoziiert vor, weshalb daraus 2 mmol H+ (und natürlich auch 2 mmol Cl-, die jedoch keine weitere Rolle spielen) resultieren. Diese 2 mmol H+ werden praktisch vollständig von HPO42- aufgenommen, womit dieses in gleicher Menge 'verbraucht' (ursprünglich 10 mmol, dann nur noch 8 mmol) und zu H2PO4- (ursprünglich 10 mmol, dann 12 mmol) umgesetzt wird. Neuerliches Einsetzen in die Gleichung:

 

 

entsprechend einer H+-Konzentration von 238 nmol/l.

 

Obwohl also 2 mmol H+ (= 2 Millionen nmol) zugesetzt wurden, ist die H+-Konzentration um lediglich 80 nmol/l angestiegen, die restlichen 1.999.920 nmol wurden durch das Phosphat gepuffert. Ohne diesen Puffer wäre die H+-Konzentration auf 2 mmol angestiegen einhergehend mit einer Abnahme des pH-Werts von 6,8 auf 2,7.

 

To be continued...

 

Literatur

Rose BD. Clinical physiology of acid-base and electrolyte disorders. McGraw-Hill 2001

 

 


Kategorie: Physiologie

 

Letzte Änderung: 01.05.2008