BIOCHEMIE I. ure- Lernziele. Relevante Textbooks. für r Mediziner

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1 BIOCHEMIE I Institut für Klinische Chemie, Molekulare Diagnostik und Mitochondriale Genetik (M.F. Bauer) für r Mediziner Säure-Basen-Haushalt Relevante Textbooks Integrative Klinische Chemie und Laboratoriumsmedizin. Pathophysiologie, Pathobiochemie und Hämatologie, H Verlag Berlin, matologie, H. Renz (Hrsg.), de Gruyter Methodik von O. Müller-Plathe 2. Auflage, Thieme Verlag. Clinical Application of Blood Gases by B.A. Shapiro,, R.A. Harrison and J.R. Walton, Year Book Medical Publishers Inc. Chicago, New York. Lernziele Klinische Chemie in Einzeldarstellungen: SäureS ure- Basenhaushalt und Blutgase. Pathobiochemie Klinik - Einführung Grundlagen: Stoffklassen, Säuren, S Basen, Puffer Protonen-generierende und verbrauchende Stoffwechselwege ph-wert, Puffersysteme des Organismus, Funktionsweisen von Puffersystemen Allgemeine Biochemie des SäureS ure-basen- Stoffwechsels Bedeutung von Lunge und Niere für f r den SäureS ure- Basenhaushalt Klinisch-chemische chemische Messgröß ößen Spezielle Pathobiochemie des SäureS ure-basen- Stoffwechsels (Störungen des SäureS ure-basen- Haushalts, Diagnostik und Therapie) Klinische Fallbeispiele

2 Biochemie Biochemie = = Aufgaben des Blutes Transport und Kommunikation Abwehr und Schutz Regulationsfunktion Pufferfunktion Aufgaben des Blutes Pufferfunktion Transport von H + -Ionen,, CO 2, HCO - 3 Konstanthalten des SäureS ure-basen Gleichgewichts (Blut-pH) Elimination von SäureS ureäquivalenten aus dem Zellstoffwechsel

3 Stoffwechselumsetzung in der Zelle Stoffwechselumsetzung in der Zelle Exergone Reaktionen Endergone Reaktionen Stoffwechselumsetzung in der Zelle Proteine Polypeptide oder Proteine Aminosäuren

4 Protonenbildung im Stoffwechsel CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 HCO H + Gesamtmenge pro Tag: 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 Protonen-Bildung im Stoffwechsel - CO 2 Produktion - Herkunft der [H + ] = Säureäquivalente : I. CO 2 -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)

5 Protonen-Bildung im Stoffwechsel - Anhäufung intermediärer rer Protonen - Protonen-Bildung im Stoffwechsel - Bildung organischer Säuren S - Protonen-Bildung im Stoffwechsel - Bildung organischer Säuren S - Protonen-Bildung im Stoffwechsel - Entstehung von Netto -Protonen - H

6 Protonenentfernung aus dem Stoffwechsel Protonenbilanz des gesunden KörpersK Quantitativer Protonenstoffwechsel Der SäureS ure-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. Chem. Grundlagen der tägliche Umsatz an H + -Ionen macht mehr als die Hälfte Körperbestandes aus. des Puffer-, Transport- und Ausscheidungsmechanismen müssen genau ausbalanciert sein und sich Änderungen durch exogene Einflüsse anpassen können.

7 Das Protonen-Donator-Akzeptor-Konzept Johannes Nicolaus Brønsted ( ) Thomas Martin Lowry ( ) Säuren sind Teilchen, die Protonen abgeben (Protonendonatoren) Basen sind Teilchen die Protonen aufnehmen (Protonenakzeptoren Wasserstoff, Proton und Säure-Basen Basen-Definition nach Brønsted Der Säure-Base Begriff Definition von Säure und Base: Wasserstoff (H 2 ) Proton H + Anion (-) H + = Säure ph < 7.00 Ein Stoff, der in Lösung Protonen abgeben kann, ist eine Säure! Anion (-) H + = Base ph > 7.00 Ein Stoff, der in Lösung Protonen aufnehmen kann, ist eine Base! a) Säuren = Protonendonatoren (d.h. geben Protonen ab) HA A - + H + b) Basen = Protonenakzeptoren (d.h. lagern Protonen an) B + H + BH +

8 Der Säure-Base Begriff Der Säure-Base Begriff Eine Säure geht durch Protonenabgabe in ihre korrespondierende bzw. konjugierte Base über. Säure Base + H + Beispiel: Dissoziation der Essigsäure undissoziiert dissoziiert CH 3 COOH CH 3 COO - + H + Essigsäure Acetat Proton HA A - + H + (Säure) (konjug. Base; früher: Säurerest) Säure Konjugierte Base Säure-Basen-Paar Mehrstufig dissoziierende Säuren Säuren und Basen als Protonendonatoren und akzeptoren: starke Dissoziation HCl H + + Cl - * H 2 CO 3 H + + HCO - 3 HCO - 3 H + + CO 2-3 * H 3 PO 4 H + + H 2 PO - 4 H 2 PO - 4 H + + HPO 2-4 H-Hb H + + Hb - NH + 4 H + + NH 3 schwache Dissoziation * Mehrstufige Dissoziation Das Säure-Base-Paar Wasser Der wichtigste Partner für Protonenübergänge ist das Wasser H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - Säure Base Oxonium- Ion H 2 O ist ein sog. Ampholyt. Hydroxid- Ion D.h. es kann Protonen abgeben (=Säure), aber auch Protonen aufnehmen (=Base).

9 Das Säure-Base-Paar Wasser Dissoziation des Wassers H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - 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) Nach dem Massenwirkungsgesetz gilt: [H 3 O + ] [OH - ] = konstant [H 2 O] [H 2 O] (K) = Dissoziationskonstante Dissoziation des Wassers Dissoziation des Wassers Nach dem Massenwirkungsgesetz gilt: Nach dem Massenwirkungsgesetz gilt: [H 3 O + ] [OH - ] [H 2 O] 2 = K [H + ] [OH - ] [H 2 O] = K

10 Dissoziation des Wassers Dissoziation des Wassers [H + ] [OH - ] = K [H 2 O] [H + ] [OH - ] = K [H 2 O] K w{ Die Konzentration der durch Eigendissoziation des Wassers entstehenden H + -Ionen (H 3 O + ) beträgt nur 10 7 mol/l. => Konzentration des Wasser verändert sich praktisch nicht (= konstant). Das Ionenprodukt des Wassers Das Ionenprodukt des Wassers [H + ] [OH - ] = K W = [H + ] [OH - ] = K W = [10-7 ] [10-7 ] = [10-14 ] bei 25 C [10-13,6 ] bei 37 C [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).

11 Das Ionenprodukt des Wassers Der Begriff des ph Wertes 1 L Wasser = 1 kg 1 Mol Wasser = 18 g Molare Konzentration des Wassers: c W = 1000 g : 18 g = 55,56 mol/l Negativ dekadische Logarithmus K W = pk W = 14 Davon sind bei neutraler Reaktion 10-7 mol dissoziiert. d.h. Von 555 Millionen Wasser-Molekülen liegt ein Molekül dissoziiert vor. Der Begriff des ph Wertes Der Begriff des ph Wertes 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: ergibt. Beispiel: [H + ] = 10-4 mol/l ; [OH - ] = mol/l [H + ] > 10-7 > [OH - ] Sauere Lsg. [H + ] = [OH - ] = 10-7 Neutrale Lsg. [H + ] < 10-7 < [OH - ] Basische oder alkalische Lsg. 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.

12 Der Begriff des ph Wertes Säuren, die stark dissoziieren, d.h. viele H + -Ionen freisetzen sind sog. starke Säuren. Säure Base + H + K a ist hoch; -log K a = pk a ist niedrig Säuren, die schwach dissoziieren, d.h. wenig H + -Ionen freisetzen sind sog. schwache Säuren. Der Begriff des ph Wertes Der negativdekadische Logarithmus der Dissoziationskonstante K verändert sich mit zunehmender Stärke der Säure. K = [H + ] [A - ] [HA] ; pk = -log K starke Säuren mittelstarke Säuren schwache Säuren pk = <1 pk = 1 pk 5 pk > 5 Säure Base + H + K a ist niedrig; -log K a = pk a ist hoch vollständig dissoziiert nur wenig dissoziiert Der Begriff des ph Wertes Je kleiner der Wert von pk a, desto stärker ist die Dissoziation der Säure. Säuren mit einer pk a 3 4 liegen bei physiologischem ph vollständig dissoziiert vor. Säuren, deren pk a im Bereich des physiologischen ph liegen, sind nur teilweise dissoziiert. Säuren mit einem pk a 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.

13 Der Begriff des ph Wertes Der ph-wert ist der negativ dekadische Logarithmus der Wasserstoff-Ionen-Konzentration. ph = -log [H + ] 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) Beispiel: Berechnung des ph-wertes von reinem Wasser (25 C) Ionenprodukt des Wasser: Reines, neutrales Wasser enthält 10-7 H + -Ionen und 10-7 OH - -Ionen pro Liter (bei 22 C). Der Begriff des ph Wertes Der ph-wert ist der negativ dekadische Logarithmus der Wasserstoff-Ionen-Konzentration. ph = -log [H + ] 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 = 10 0 mol/l ; ph = 0 Beispiel: Berechnung des ph-wertes von reinem Wasser (25 C) 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

14 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 = 10 0 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 = 10 0 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 0,02 molare HCl 0,02 mol H + -Ionen pro Liter Lösung [H + ] = 0,02 = 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 = 10 0 mol/l ; ph = 0 0,02 molare HCl 0,02 mol H + -Ionen pro Liter Lösung [H + ] = 0,02 = mol/l ph = -(log 2 + log 10-2 ) ph = -(0,3 2) Umkehrung: Der Begriff des ph Wertes [H + ] = 10 -ph Beispiel: Welche Protonenkonzentration hat eine wässrige Lösung, die einen ph-wert von 7,41 besitzt ph = -log [H + ] ph = 1,7 => bereits eine ph-veränderung von 0,3 bedeutet eine Verdopplung der H + -Konzentration.

15 Der Begriff des ph Wertes Der Begriff des ph Wertes Umkehrung: [H + ] = 10 -ph 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 = 10 log [H+] = [H + ] 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 = 10 log [H+] = [H + ] [H + ] = 3, M = 38, = 38,9 nm ph des Blutplasma Gesamtverteilungvolumen 45 Liter 1 Dose Cola = 0,33 Liter; ph=2,25 Azidose Normbereich Alkalose Überlebensbereich [H + ] nmol/l

16 Gesamtverteilungvolumen 45 Liter 1 Dose Cola = 0,33 Liter; ph=2,25 [H + ] = 10-2,25 mol/l = 0,00562 mol/l [H + ] = 5, mol/l = 5,62 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, mol/l = 5,62 mmol/l 5,62 mmol 1 Liter 0,33 Liter = 1,85 mmol H + 5,62 mmol 1 Liter 0,33 Liter = 1,85 mmol H + 1,85 mmol H + werden in 45 L Körper- Flüssigkeit (ph 7,0) gelöst: 1,85 mmol/l = 0,041 mmol/l 45 Gesamtverteilungvolumen 45 Liter 1 Dose Cola = 0,33 Liter; ph=2,25 [H + ] = 10-2,25 mol/l = 0,00562 mol/l [H + ] = 5, mol/l = 5,62 mmol/l 5,62 mmol 0,33 Liter = 1,85 mmol H + 1 Liter 1,85 mmol H + werden in 45 L Körper- Flüssigkeit (ph 7,0) gelöst: 1,85 mmol/l = 0,041 mmol/l 45 = 4, mol/l Azidose ph des Blutplasma Normbereich Überlebensbereich Alkalose [H + ] nmol/l [H + ] = 4, mol/l; ph = 4,38

17 Puffersysteme 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) (CH 3 COOH) (CH 3 COONa) Löst man beide Substanzen in Wasser: CH 3 COOH H + + CH 3 COO - CH 3 COONa Na + + CH 3 COO - 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 [CH 3 COO - ] [H + ] [CH 3 COOH] = K s Zunahme des Acetat (CH 3 COO - ), Bildung der Essigsäure und folglich Abnahme der [H + ]. (denn K s muß konstant bleiben!) Zugabe von Na-Acetat => [H + ] => ph. Puffersysteme H + CH 3 COOH H + + CH 3 COO - + Na + CH 3 COONa ph!

18 ph-wert einer Pufferlösung 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] = K [Gesamtsäure] s ; [H + ] = K s [konjug. Base] [konjug.base] [H + ] [Gesamtsäure] = K [Gesamtsäure] a ; [H + ] = K a [konjug. Base] neg. dekad. Logarithmus => HHG. ph = pk s + log [Base] [Säure] Die Henderson-Hasselbalch Gleichung ph-wert einer Pufferlösung ph = pk s + log [Base] [Säure] Die Henderson-Hasselbalch-Gleichung erlaubt u.a.: die Berechnung des ph-wertes einer Pufferlösung bei bekanntem pk s und bekanntem Säure/Basen-Verhältnis. bei bekanntem pk s, kann ein Puffer mit definiertem ph-wert über die Berechnung des Mischungsverhältnis von Säure und Base hergestellt werden. ist der pk s -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 = ; ph = pk s + 0 ; ph = pk s

19 Rechenbeispiele: ph-wert von Pufferlösungen Rechenbeispiele: ph-wert von Pufferlösungen Graphische Darstellung der Henderson-Hasselbalch Gleichung Graphische Darstellung der Henderson-Hasselbalch Gleichung pk s 4,75

20 Graphische Darstellung der Henderson-Hasselbalch Gleichung Graphische Darstellung der Henderson-Hasselbalch Gleichung Bicarbonat-Puffer : Phosphat-Puffer: ph 7,4 Bicarbonat-Puffer : 20:1 Phosphat-Puffer: ph 7,4 Graphische Darstellung der Henderson-Hasselbalch Gleichung Graphische Darstellung der Henderson-Hasselbalch Gleichung Bicarbonat-Puffer : 20:1 Phosphat-Puffer: ph 7,4 Bicarbonat-Puffer : 20:1 Phosphat-Puffer: 4:1 ph 7,4

21 Die Henderson-Hasselbalch Gleichung Pufferkapazität ph = pk s + log [Base] [Säure] Der ph-wert einer Pufferlösung wird bestimmt durch den pk s -Wert [Base] der beteiligten Säure und dem Verhältnis von in der Lösung. [Säure]? Leistungsfähigkeit des Puffersystems? 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. 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 pk s des Puffersystems. Die Pufferkapazität ist am größten, wenn ph = pk s ist. Titrationsazidität Potentiometrische ph-messung Titrierbare Acidität = Aktuelle Acidität + Potentielle Acidität (Gesamtacidität) direkt meßbar (z.b. ph-meter) durch Titration bestimmbar durch die Titration werden auch die gebundenen (gepufferten) H + freigesetzt:

22 Titrationskurve einer schwachen Säure mit einer starken Base. Titrationskurve einer schwachen Säure mit einer starken Base Äquivalenzpunkt Äquivalenzpunkt Umkehrpunkt: 50 % der Essigsäure dissoziiert; die anderen 50 % undissoziiert Umkehrpunkt = pk s. Titrationskurve einer schwachen Säure mit einer starken Base. Titrationskurve einer schwachen Säure mit einer starken Base. 13 Äquivalenzpunkt: Essigsäure vollständig dissoziiert. 13 Äquivalenzpunkt: Essigsäure vollständig dissoziiert. Bei zunehmender Menge an NaOH nähert sich die Titrationskurve asymptotisch dem ph der 0,1 n NaOH an. Äquivalenzpunkt Äquivalenzpunkt Bei zunehmender Menge an NaOH nähert sich die Titrationskurve asymptotisch dem ph der 0,1 n NaOH an. pk s +1 pk s pk s -1 Pufferbereich ph 0,1 n NaOH = 14 (-log[oh - ]) ph = 14 (-(-1)) = 13

23 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 Bicarbonat-Puffersystem % 50 pk a 6,1! Die biologische Wertigkeit eines Puffers hängt ab von: 1. seiner Konzentration 2. seiner Verteilung in den Körperflüssigkeiten 3. seiner Beziehung zu Eliminationsprozessen Nicht-Bicarbonat-Puffersysteme 50 Hb - / O 2 Hb - 8,25 / 6, ,8 Pufferbase Σ 48 mmol/l Puffersysteme des Blutes und des Organismus Bicarbonat-Puffer H 2 O + CO 2 H 2 CO 3 H + + HCO 3 - Im Plasma werden 25,2 mmol/l Gesamtkohlensäure transportiert. Davon entfallen 1,2 mmol/l auf die freie Kohlensäure (= [H 2 CO 3 ] + [CO 2 ]) und 24 mmol/l auf das Bicarbonat. ph = pk s + log [HCO 3 - ] [H 2 CO 3 ] Puffersysteme des Blutes und des Organismus Bicarbonat-Puffer Gasaustausch und Zirkulation in der Lunge unter normalen Bedingungen

24 Puffersysteme des Blutes und des Organismus Bicarbonat-Puffer Puffersysteme des Blutes und des Organismus Bicarbonat-Puffer Im Plasma werden 25,2 mmol Gesamtkohlensäure (= [H 2 CO 3 ] + [CO 2 ]) transportiert. Davon entfallen 1,2 mmol/l auf die freie Kohlensäure und 24 mmol/l auf das Bicarbonat. ph = pk s + log [HCO 3 - ] [H 2 CO 3 ] Konzentrationsverhältnis von [HCO 3- ] und [CO 2 ] und daraus resultierendem ph bzw. Protonenkonzentration. Scheinbare Dissoziationskonstante der Kohlensäure ph = pk s + log [HCO - 3 ] S pco CO mmol/l ph = pk s + log [HCO 3 - ] pco 2 24 ph = 6,1 + log = 7,4 1,2 40 mmhg Bicarbonat-Puffer : 20:1 oder 24 : 1,2 ph 7,4 Puffersysteme des Blutes und des Organismus Bicarbonat-Puffer Puffersysteme des Blutes und des Organismus Bicarbonat-Puffer Konzentrationsverhältnis von [HCO 3- ] und [CO 2 ] und daraus resultierender ph-wert bzw. Protonenkonzentration. CO 2 CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 H + + HCO 3 - Alveole Blut Verhältnis HCO - 3 /CO 2 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 physiol. Bedingungen ph = 6,1 + log = 7,4 1,2 d.h. es kann kein CO 2 abgeatmet werden! Geschlossenes System: Zugabe von mM Milchsäure ph = 6,1 + log = 6,1 + log 1, ,2 = 7,12 Zur Erinnerung: [H + ]=10 -ph

25 Puffersysteme des Blutes und des Organismus Bicarbonat-Puffer CO 2 CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 H + + HCO 3-24 physiol. Bedingungen ph = 6,1 + log = 7,4 1,2 Alveole Blut Geschlossenes System Offenes System Die Bedeutung der Konstanthaltung der CO 2 -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. Geschlossenes System: Zugabe von mM Milchsäure ph = 6,1 + log = 6,1 + log 1, ,2 = 7,12 Offenes System: Zugabe von 1mM Milchsäure d.h. es kann kein CO 2 abgeatmet werden! d.h. CO 2 kann über die Lunge abgeatmet werden! ph = 6,1 + log = 6,1 + log 1,2 1,2 = 7,38 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) Zusammenwirken der Blutpuffer Bicarbonat-Puffer Überwiegend im Plasma wirksam Säurekomponente gut eliminierbar, da im offenen System an Alveolarluft gekoppelt. Gesamtkonzentration des Systems sehr anpassungsfähig, da die Elimination der laufend entstehenden Komponente CO 2 variiert werden kann. pk S mit 6,1 relativ ungünstig zum physiol. ph-wert gelegen. Puffergleichung: [HCO - ph = pk s + log 3 ] S CO2 pco 2 Nicht-Bicarbonat-Puffer Überwiegend in Erythrozyten. Säurekomponenten praktisch nicht eliminierbar. Gesamtkonzentration des Systems nichtvariabel. pk S mit 6,8 bis etwa 8,25 günstig zum physiol. ph-wert gelegen. Puffergleichung: [NB-Puffer] ph = pk s + log [NB-Puffer-H]

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28 Gewebezelle CO 2 Der CO 2 Abtransport Gewebekapillare CO 2 H 2 O Carbonanhydratase ca. 45% als Na + HCO 3- im Plasma ca. 20% an Hb gebunden ca. 25% als K + HCO 3- im Ery. ca. 10% physikalisch gelöst Die CO 2 Abgabe Alveole (10%) Lungenkapillare (45%) Na + HCO 3 Cl O 2 HHbCO 2 H 2 CO 3 (20%) Hb H + HCO 3 (25%) O 2 Hb K + Cl O 2 CO 2 O 2 HHbCO 2 HCO H + 3 Carbonanhydratase O 2 Hb CO 2 CO 2 (10%) HCO 3 Na + Cl (45%) Na + HCO 3 CO 2 CO 2 +H 2 O Erythrozyt

29 pco 2 - Abatmung Die flüchtige Säure CO 2 wird als Abfallprodukt des Stoffwechsels über die Lunge abgeatmet CO 2 diffundiert von den Lungenkapillaren in die Alveolen und wird dann ausgeatmet Alveole CO 2 pco 2 = 40 mmhg Kapillare CO 2 pco 2 = 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 CO 2 wieder in CO 2 und H 2 O umzusetzen und das Gleichgewicht der Partialdrücke der Blut-und der Alveolargase herzustellen. Enstehung Entsorgung von CO 2 und H + Protonen Säure-Basen Regulation Die Stellglieder für die Säure-Basen-Regulation sind die Ventilation der Lunge und die Bicarbonatrückresorption der Niere. Blut u. ERZ CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 HCO H + + NBP- NBP - H CO 2 Lunge mmol/24 h Stoffwechsel CO 2 als flüchtige Protonen in Form CO Extrazelluläres 2 H + Bett ph 7,4 ph 6,8 Säure nichtflüchtiger Säuren Niere 60 mmol/24 h (NBP = Nichtbicarbonat Puffer neutralsiert Protonen durch Bindung an freie negative Ladungsstellen) Die Stoffwechselprodukte CO 2 und H + werden getrennt über Lunge und Niere ausgeschieden. Beim Transport im Blut kommunizieren sie über die Puffersysteme H + NBP = Eiweiß, Hämoglobin Oxihämoglobin Phosphatpuffer

30 Das Kohlensäure - Bikarbonat System Steuerung der HCO 3 Konzentration in der Niere Enzym Carbonanhydratase schnell und spontan Blut Nierenzelle Urin CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 H + + HCO 3 CO 2 wird ausgeatmet H 2 O bleibt zurück! Die Regulation von HCO 3 vollzieht sich innerhalb von Stunden/Tagen