BIOCHEMIE I - mtaschule.klilu.demtaschule.klilu.de/Unterricht/KlCh_1neu.pdf · BIOCHEMIE I für Mediziner Säure -Basen -Haushalt Institut für Klinische Chemie, Molekulare Diagnostik

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+


HA →→→→ A- + H+

Eine Säure geht durch Protonenabgabe in ihre

„korrespondierende“ bzw. „konjugierte“ Base über.

Säure �� Base + H+

Säure Konjugierte Base


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



[H3O+] • [OH-]

[H2O]2 = K



[H+] • [OH-]

[H2O]= K


[H+] • [OH-] = K [H2O]•


[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.


[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.



Säuren, die schwach dissoziieren, d.h. wenig H+-Ionenfreisetzen sind sog. schwache Säuren.


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.


[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 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.




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).



pH = -log [H+]


pH = -log [H+] = -log 10-7 = -(-7) = 7.0


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



demnach:


[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



demnach:


[H+] = 1 = 100 mol/L ; pH = 0


[H+] = 0,02 = 2 • 10-2 mol/L



demnach:


[H+] = 1 = 100 mol/L ; pH = 0


[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.


Umkehrung: [H+] = 10-pH

Beispiel: Welche Protonenkonzentration hat eine wässrige Lösung,

die einen pH-Wert von 7,41 besitzt

pH = -log [H+]





pH = -log [H+]

7.41 = -log [H+] [H+] = 10-pH

10-7,41 = 10log [H+] = [H+]





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


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



[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+



[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



[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 •


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


[Säure]


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


pKs

4,75


Bicarbonat-Puffer : Phosphat-Puffer:

pH7,4


Bicarbonat-Puffer : 20:1Phosphat-Puffer:

pH7,4


Bicarbonat-Puffer : 20:1Phosphat-Puffer:

pH7,4


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.


[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


13

Äquivalenz-punkt

Umkehrpunkt:50 % der Essigsäure dissoziiert;

die anderen 50 % undissoziiert

Umkehrpunkt = pKs.


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


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-


Gasaustausch und Zirkulationin der Lunge unter normalen Bedingungen


pH = 6,1 + log = 7,424

1,2


-]

[H2CO3]


-]

SCO2 • pCO2


-]

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


Konzentrationsverhältnis von [HCO3-] und [CO2] und daraus resultier-

endem pH bzw. Protonenkonzentration.

Bicarbonat-Puffer : 20:1 oder 24 : 1,2

pH7,4


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


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


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

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BIOCHEMIE I - mtaschule.klilu.demtaschule.klilu.de/Unterricht/KlCh_1neu.pdf · BIOCHEMIE I für Mediziner Säure -Basen -Haushalt Institut für Klinische Chemie, Molekulare Diagnostik