Warum denaturieren proteine wenn man säuren basen oder salzlösungen hinzugefügt

Abstract

Die Körperflüssigkeiten sind ständig schwankenden Konzentrationen protonenfreisetzender Säuren und protonenaufnehmender Basen ausgesetzt. Der Protonengehalt einer Lösung wird über den pH-Wert angegeben. Viele biochemische Prozesse des Körpers benötigen eine pH-Konstanz. Schwankungen des pH-Werts führen zu Denaturierung und Funktionsverlust von Proteinen und müssen daher durch ein Zusammenspiel von im Blut gelösten Puffersystemen, Lungen und Nieren kompensiert werden. Bei Dekompensation der Mechanismen, z.B. bei schlecht eingestelltem Diabetes mellitus, kann es zur Übersäuerung des Blutes (Azidose) kommen. Umgekehrt kann ein übermäßiger Verlust von Protonen, wie etwa durch Hyperventilation, zu einer Alkalisierung des Blutes (Alkalose) führen.

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Chemische Grundlagen

Viele anorganische sowie organische Stoffe reagieren entweder „sauer“ oder „basisch“. Zu dieser Stoffeigenschaft existieren mehrere Definitionen, von denen hier die nach Brønsted vorgestellt wird. Die Definition nach Lewis wird im Kapitel Redoxchemie behandelt.

Säure-Basen-Definition nach Brønsted

• Säure: Protonendonator (von lat. donare = „geben“)
  • Bsp. HCl (= Salzsäure): HCl + H2O ⇄ Cl− + H3O+
• Base: Protonenakzeptor (von lat. accipere = „annehmen“)
  • Bsp. C5H5N (= Pyridin): C5H5N + H2O ⇄ C5H6N+ + OH−
• Korrespondierende Säure-Basen-Paare: Gibt eine Säure ein Proton ab, wird sie dadurch zu einer Base, da sie nun Protonen aufnehmen kann – sie wird konjugierte Base genannt und bildet mit der ursprünglichen Säure ein korrespondierendes Säure-Basen-Paar.
  • Bsp. HCl (= Salzsäure): HCl [Säure] + H2O [Base] ⇄ Cl− [konjugierte Base zu HCl] + H3O+ [konjugierte Säure zu H2O]
• Ampholyt: Verbindungen, die je nach herrschendem pH-Wert als Protonendonatoren oder als Protonenakzeptoren wirken können
  • Bsp. Wasser: H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH-
    • Bsp. Aminosäuren: Bei Interesse siehe Säure-Basen-Eigenschaften der Aminosäuren

Säure- und Basenstärke

Nicht alle Säuren und Basen reagieren gleich stark: Sie lassen sich in starke und schwache Säuren bzw. Basen unterteilen. Diese Unterteilung hat u.a. Relevanz bei pH-Wert-Berechnungen und der Zusammensetzung von Puffern.

• Säurestärke: Die Stärke einer Säure ist über die Vollständigkeit ihrer Protonenabgabe (= Dissoziation) definiert.
  • Maßzahl: Gleichgewichtskonstante KS des Massenwirkungsgesetzes für die Deprotonierungsreaktion der Säure
    • Berechnung (z.B. für Salzsäure): KS = ([H3O+] × [Cl−]) / [HCl]
    • KS > 1: Starke Säure
    • KS < 1: Schwache Säure
    • pKS-Wert: Negativer dekadischer Logarithmus des KS-Werts
      • Beispiel: HCl (Salzsäure) ist mit ihrem negativen pKS-Wert von −6 eine stärkere Säure als H3PO4 (Phosphorsäure, pKS = 2)
  • 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.
• Basenstärke: Die Stärke einer Base ist über die Vollständigkeit ihrer Protonenaufnahme (= Protonierung) definiert.
  • Maßzahl: Gleichgewichtskonstante KB des Massenwirkungsgesetzes für die Protonierung der Base
    • Berechnung (z.B. für Ammoniak): KB = ([OH−] × [NH4+]) / [NH3]
    • KB > 1: Starke Base
    • KB < 1: Schwache Base
    • pKB-Wert: Negativer dekadischer Logarithmus des KB-Werts
      • Beispiel: OH− (Hydroxid-Ion) ist mit seinem negativen pKB-Wert von −2 eine stärkere Base als NH3 (Ammoniak, pKB = 5)

Je größer Ks bzw. KB, desto stärker ist die Säure bzw. Base! Genauso gilt: Je kleiner pKS bzw. pKB, desto stärker ist die Säure bzw. Base!

pH-Wert

• Definition: Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der H3O+-Konzentration in einer Lösung. Er ist eine dimensionslose Größe, wird also ohne eine zugehörige Einheit angegeben.
• Formel: pH= −lg[H3O+]
  • Beispiel: In reinem Wasser beträgt die Konzentration an Hydronium-Ionen 10−7mol/L. Daraus wird mittels negativem dekadischen Logarithmus der pH-Wert von 7.
• pH-Skala: 0 (stark sauer) – 7 (neutral) – 14 (stark basisch)
• Interpretation: Der pH-Wert zeigt an, ob eine Lösung sauer oder basisch ist.

Bei Zugabe einer Säurezu einer Lösung wird sie sauer (Säure überträgt ihre Protonen auf H2O-Moleküle, somit sind mehr H3O+-Ionen als OH−-Ionen vorhanden)!

Bei Zugabe einer Basezu einer Lösung wird sie basisch (Base empfängt Protonen von H2O-Molekülen, somit sind mehr OH−-Ionen als H3O+-Ionen vorhanden)!

pH-Wert-Berechnung

Je nach Stärke einer Säure bzw. Base werden für die Berechnung des pH-Werts verschiedene Formeln angewandt. Dabei werden Konzentrationsangaben im Folgenden mit c [in mmol/L] abgekürzt.

• Starke Säuren
  • Beispiele: Salzsäure (HCl), Schwefelsäure (H2SO4), Salpetersäure (HNO3) , Perchlorsäure (HClO4) , Trichloressigsäure (Cl3CCOOH)
  • pH-Formel: pH = −lg([Säure] × Wertigkeit)
  • Beispielrechnung: Wie ist der pH-Wert einer 0,05-molaren HCl-Lösung?
    • pH = −lg(0,05× 1)
    • pH ≈ 1
• Schwache Säuren
  • Beispiele: Kohlensäure (H2CO3), Zitronensäure (C6H8O7), Essigsäure (CH3COOH), Ammonium-Ion (NH4+), Phosphorsäure-Anionen (H2PO4−, HPO42−) , Propionsäure (CH3CH2COOH)
  • pH-Formel: pH = ½ (pKS – lg[Säure])
  • Beispielrechnung: Wie ist der pH-Wert einer 0,1-molaren Essigsäurelösung (pKS = 4,8)?
    • pH = ½ (4,8 – lg(0,1))
    • pH = ½ (4,8 + 1) = 2,9
• Starke Basen
  • Beispiel: Hydroxid-Ion (OH−) wie z.B. in Kaliumhydroxid (KOH) und Natriumhydroxid (NaOH)
  • pH-Formel: pH = 14 + lg ([Base] × Wertigkeit)
  • Beispielrechnung: Wie groß ist der pH-Wert einer 0,01-molaren Kaliumhydroxidlösung (KOH)?
    • pH = 14 + lg (0,01× 1)
    • pH = 14 + (−2) = 12
• Schwache Basen
  • Beispiele: Ammoniak (NH3), Amine
  • pH-Formel: pH = 14 − ½ (pKB − lg[Base])
  • Beispielrechnung: Wie groß ist der pH-Wert einer 0,1 molaren Ammoniaklösung (pKB = 4,75)?
    • pH = 14 – ½ (4,75 – lg(0,1))
    • pH = 14 – ½ (4,75 + 1) = 14 – 2,88 = 11,12

Autoprotolyse und der pH-Wert von Wasser

Da Wasser ein Ampholyt ist, kann ein H2O-Molekül ein Proton auf ein zweites H2O-Molekül übertragen. Das eine Wassermolekül reagiert dabei als Säure und das andere als Base. Dieser Vorgang wird auch Autoprotolyse des Wassers genannt.

• Definition
  • 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 (H+) auf ein zweites H2O-Molekül
• Reaktionsgleichung: H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH-
  • Aus dem Massenwirkungsgesetz für diese Gleichung lässt sich das sog. Ionenprodukt des Wassers berechnen (KW)
    • Es gibt das Verhältnis von OH–- und H3O+-Ionen in stark verdünnten Lösungen wieder
    • KW= ([H3O+] × [OH−]) = 10−7 mol/L × 10−7 mol/L = 10−14 mol2/L2
  • In reinem Wasser ist die Anzahl von OH–- und H3O+-Ionen gleich, beide haben eine Konzentration von 10−7 mol/L; (1L Wasser enthält ca. 55 mol Wassermoleküle)

Die folgende Tabelle verdeutlicht den Zusammenhang zwischen dem Überschuss entweder von Hydronium- oder von Hydroxid-Ionen in einer Lösung und dem pH-Wert:

Neutralisation und der pH-Wert von Salzlösungen

• Neutralisation: Reaktion gleicher Mengen an Säure (H+-Äquivalente) und Base (OH−-Äquivalente) miteinander, wodurch pH= 7 (neutral) erreicht wird
  • Produkte: Wasser und Salz
  • Beispiel: HCl + KOH ⇄ H2O + KCl

Werden Salze in Wasser gelöst, ist der pH-Wert der resultierenden Lösung nicht immer neutral (pH = 7), sondern hängt von der Säure- und Basenstärke der Ionen ab!

Rechenbeispiel (Natriumacetat):

Bei Reaktion von NaOH (= starke Base) mit Essigsäure(= schwache Säure) entsteht Natriumacetat (= ein schwach basisches Salz). Daher berechnet sich der pH-Wert über die Formel für schwache Basen:

• Gegeben sind: Konzentration Natriumacetat = 0,1mol/L und pKB (Acetat) = 9,25
• Einsetzen in die Formel (pH = 14 – ½ (pKB – lg[Base]))
• Es folgt: pH = 14 – ½ (9,25 – lg 0,1) = 14 – ½ (9,25 + 1) = 14 – 5,125 = 8,875 (schwach basischer pH-Wert)

Titration

Titration ist ein Verfahren zur experimentellen Bestimmung einer unbekannten Säure- oder Basenmenge in einer Lösung: Dazu werden exakte Mengen einer Base bzw. Säure hinzugegeben und die Veränderung des pH-Werts mithilfe eines Indikators gemessen.

• Definition: Es gibt zwei verschiedene Formen der Titration
  • Azidimetrie: Zugabe einer bekannten Menge Säure zu einer unbekannten Menge Base
    • Funktion: Berechnung der Basenmenge
  • Alkalimetrie: Zugabe einer bekannten Menge Base zu einer unbekannten Menge Säure
    • Funktion: Berechnung der Säuremenge
• Durchführung
  1. Ein passender Indikator wird ausgewählt.
  2. In ein Gefäß, das die zu untersuchende Säure (bzw. Base) enthält, wird tröpfchenweise das Titrationsmittel hinzugefügt.
  3. Der Farbumschlag zeigt das Erreichen des Äquivalenzpunkts an.
• Titrationskurve
  • Erstellung
    • y-Achse: Nach jeder Zugabe eines Tropfens des Titrationsmittels wird der pH-Wert gemessen und auf der y-Achse eingetragen.
    • x-Achse: Die Menge des schon verbrauchten Titrationsmittels wird auf der x-Achse eingetragen.
  • Besondere Kurvenpunkte
    • Äquivalenzpunkt
      • Definition: Hier befinden sich identische (= äquivalente) Mengen einer Säure (bzw. einer Base) und Titrationsmittel in der Lösung
      • Funktion: Der Äquivalenzpunkt ermöglicht die Berechnung der gesuchten Säuremenge (bzw. Basenmenge)
      • Bestimmung: Farbumschlag des Indikators
      • pH-Wert: Abhängig von der Stärke der Säure und Base
        • Bei der Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base liegt der Äquivalenzpunkt im basischen Bereich
        • Bei der Titration einer schwachen Säure mit einer schwachen Base oder einer starken Säure mit einer starken Base liegt der Äquivalenzpunkt bei einem neutralen pH-Wert von 7
    • Neutralpunkt
      • Definition: Hier ist der neutrale pH-Wert erreicht
      • Funktion: Der Neutralpunkt zeigt die verbrauchte Titriermittelmenge bis Einstellung eines neutralen pH-Werts an
      • Bestimmung: pH-Messung
      • pH-Wert: 7

Puffer

Puffersubstanzen stabilisieren den pH-Wert von Flüssigkeiten. Dies macht sich der Körper in Form körpereigener Puffer (bspw. dem Bicarbonatpuffer) zunutze, um den pH-Wert des Blutes weitestgehend konstant zu halten.

• Definition: Wässrige Lösung von schwachen(!) korrespondierenden Säure-Basen-Paaren (z.B. Essigsäure/Acetat; Ammonium/Ammoniak )
  • Die Mischung aus Säure und Base kann geringe Änderungen des pH-Werts abfangen, d.h. gibt man etwas Säure oder etwas Base in eine Pufferlösung, so verändert sich der pH zunächst nicht.
• pH-Wert-Berechnung einer Pufferlösung
  • Henderson-Hasselbalch-Gleichung: pH= pKS + lg(cB / cS)
    • pKS = Gleichgewichtskonstante der Säure, cB = Konzentration der Base = [Base], cS = Konzentration der korrespondierenden Säure = [Säure]
  • Beispiel: Essigsäure (HAc)/Acetat (Ac-)-Puffer
    • Gegeben:
      • pKS(HAc) = 4,7
      • [HAc] = 1 mmol/L
      • [Ac−] = 1,3 mmol/L
    • Puffersystem: HAc + H2O ⇄ Ac− + H3O+
    • Berechnung
      • pH = pKS + lg([Ac−]/[HAc])
      • Es folgt: pH = 4,7 + lg(1,3 mmol/L / 1 mmol/L)
      • ⇔ pH = 4,7 + lg(1,3) = 4,7 + 0,11 ≈ 4,8
• Pufferkapazität: Entspricht der Menge einer Säure bzw. Base, die nötig ist, um den pH-Wert von 1 Liter Pufferlösung um ±1 zu verändern
• 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.

Physiologische pH-Werte und ihre Schwankungen

Funktion und Überleben eines Organismus sind an die Bedingung eines konstanten pH-Werts geknüpft. Grund dafür ist vor allem die pH-sensible Raumstruktur der Proteine. Der Begriff „Säure-Basen-Haushalt“ bezeichnet die Gesamtheit der Regulationsmechanismen, die Abweichungen vom pH-Sollwert verhindern bzw. kompensieren sollen.

pH-Normwerte im Körper

Die Sekrete und Kompartimente des Körpers sind nach zunehmendem pH-Wert in nachfolgender Liste sortiert.

Einen erniedrigten arteriellen Blut-pH-Wert (pH <7,35) bezeichnet man als Azidose, einen erhöhten arteriellen Blut-pH-Wert (pH >7,45) als Alkalose.

Einflüsse auf den pH-Wert im Körper

Es gibt verschiedene physiologische Ursachen für Schwankungen des pH-Werts im Körper, z.B. entsteht im Citratzyklus u.a. die flüchtige Säure CO2. Die Bildung und Ausscheidung von sauren und basischen Stoffwechselprodukten kann durch unterschiedliche Regulationsmechanismen im Gleichgewicht gehalten werden.

Regulation des Säure-Basen-Haushalts durch Puffersysteme

Um die Konstanz des pH-Werts im Körper zu gewährleisten, besitzt der Körper mehrere permanent aktive Regulationssysteme, die sich zum einen in die Pufferlösungen der Körperflüssigkeiten und zum anderen in die organbezogenen Systeme gliedern lassen. Der Mensch besitzt mehrere Puffersysteme, die akute pH-Wert-Schwankungen des Bluts ausgleichen und seinen pH-Wert konstant um 7,4 halten. 99,99% aller plötzlich anfallenden Protonen werden über die Puffersysteme abgefangen.

Offene Puffersysteme

Offene Puffersysteme zeichnen sich dadurch aus, dass ein Reaktionspartner aus dem System entfernt werden kann (z.B. über die Lunge oder über die Nieren), wodurch die Pufferkapazität gesteigert wird. Die zwei wichtigsten offenen Puffersysteme des Menschen sind das Bicarbonat- und das Ammonium-Ionen-Puffersystem.

Bicarbonatpuffersystem

Der Bicarbonatpuffer ist das wichtigste Puffersystem des Menschen. Er wirkt als offenes Puffersystem an der Ausscheidung saurer Valenzen über die Lunge durch Abatmen von CO2 mit. Mit 20–28 mmol/L stellt das Bicarbonatpuffersystem etwa 50% der Gesamtpufferkapazität des Bluts.

• Puffersystem: H2O + CO2 ⇄ H2CO3 (≈ HCO3− + H+)
• Beispiel
  • Gegeben
    • pKS(H2CO3) = 6,1
    • [HCO3−] = 24 mmol/L
    • [CO2] = 1,2 mmol/L
  • Puffersystem: CO2 + H2O ⇄ H2CO3 (≅ HCO3− + H+)
  • Berechnung
    • pH = pKS + lg([Base]/[Säure])
    • Es folgt: pH = pKS + lg([HCO3−]/[CO2])
    • pH = 6,1 + lg(24 mmol/L / 1,2 mmol/L)
    • pH = 6,1 + lg(20) = 6,1 + 1,3 = 7,4
• Eigenschaften bei Konzentrationsänderung
  • Steigt die Konzentration der korrespondierenden Base HCO3−, steigt der pH-Wert
  • Steigt die Konzentration des als schwache Säure wirkenden CO2, sinkt der pH-Wert
• Funktion: Pufferung des Blut-pH-Werts durch im Blut gelöstes CO2
  • 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−) über , dabei wird weniger CO2 abgeatmet
  • Erhöhter CO2-Partialdruck im Blut: Die Gesamtkonzentration der Pufferbasen bleibt konstant

Effektivität des Puffers: Steigt bei Alkalose (pH↑) und sinkt bei Azidose (pH↓)

Ammoniumpuffersystem

Das Ammoniumpuffersystem ist ein wichtiges Regulationssystem der renalen Säure-Basen-Ausscheidung, mit dem saure Stoffe zwar nur in geringer Menge, dafür aber dauerhaft ausgeschieden werden können. Zusätzlich ist das System an der renalen Gluconeogenese, der De-novo-Synthese von Bicarbonat und der Regulation des intrazellulären pH-Werts beteiligt.

• Reaktion: NH3 + H+ ⇄ NH4+
• Funktion
  • Ermöglicht H+-Ausscheidung über den Harn in Form von NH4+
  • HCO3−-sparende Methode der NH3-Ausscheidung

Geschlossene Puffersysteme

Bei den geschlossenen Puffersystemen ist der Gehalt der korrespondierenden Säure-Basen-Paare konstant, denn kein Reaktionspartner kann das System über die Lungen oder Nieren verlassen.

Proteinpuffersystem

Proteine im Blut können über ionisierbare Seitengruppen als Puffer fungieren. Das Hämoglobin der Erythrozyten und Albumin spielen durch ihre hohe Konzentration die größte Rolle in der Pufferung des Blutplasmas.

• Reaktion: H+-Aufnahme über reaktive Gruppen der Aminosäuren (bei Interesse siehe: Säure-Basen-Eigenschaften der Aminosäuren)
  • Basischer Imidazolring von Histidin: Der Imidazolring von Histidin hat einen pKS-Wert von 6,0 nahe dem physiologischen pH-Bereich, weshalb Histidin einen besonders hohen Stellenwert für die Pufferfunktion der Plasmaproteine hat
  • Amino- und Carboxylgruppen aller Aminosäuren
• Funktion: Regulation des Blut-pH-Werts (stellt 50% der Gesamtpufferkapazität des Bluts)
• Hauptvertreter
  • Albumin
  • Hämoglobin: Desoxygeniertes Hämoglobin (= Hb) weist eine geringere Azidität auf als oxygeniertes Hb → Desoxy-Hb nimmt bei gleichem pH-Wert eher H+ auf als Oxy-Hb
    • Daraus ergibt sich auch der Zusammenhang von pH-Wert und der Hb-Sauerstoffbindungskurve: pH↓ → Begünstigt Desoxy-Hb → Rechtsverschiebung; pH↑ → Begünstigt Oxy-Hb → Linksverschiebung

Phosphatpuffersystem

Das Phosphatpuffersystem ist wichtig für die Regulation des intrazellulären pH-Werts und hat Anteil an der H+-Ausscheidung über den Harn.

• Reaktion: PO43− + 3 H+ ⇄HPO42− + 2 H+ ⇄ H2PO4− + H+ ⇄H3PO4
  • Henderson-Hasselbalch-Gleichung
    • pH = pKS + lg ([Base] / [Säure])
    • pH = 6,8 + lg ([HPO42−] / [H2PO4−])
• Funktion
  • Regulation des intrazellulären pH-Werts
  • Ermöglicht H+-Ausscheidung über den Harn in Form von HPO42−

Regulation des Säure-Basen-Haushalts in den Organen

Die Puffersysteme des Körpers können pH-Verschiebungen nur kurzfristig und in begrenztem Umfang kompensieren. Ohne intakte Funktion von Lungen und Nieren bricht das Säure-Basen-Gleichgewicht zusammen und es können lebensbedrohliche Zustände eintreten.

Die Rolle der Lunge bei der pH-Regulation

Die Aufgabe der Lunge innerhalb des Säure-Basen-Haushalts ist das Abatmen der „flüchtigen Säure“ CO2, die im Körper permanent als Abbauprodukt des Energiestoffwechsels entsteht. Nur wenn der arterielle CO2-Partialdruck konstant gehalten wird, bleibt auch der Blut-pH-Wert unverändert.

• Mechanismus: Elimination der flüchtigen Säure CO2 über die Ausatemluft
  • CO2-produzierende Reaktionen im Körper
    • Physiologisch: Stoffwechsel → Oxidation der C-Atome von Kohlenhydraten, Fetten und Proteinen/Aminosäuren → CO2
    • Pathologisch: Bei Kompensation metabolischer Azidosen durch das Bicarbonatpuffersystem → HCO3− + H+ ⇄ H2O + CO2
  • Bilanz: Elimination von durchschnittlich 16.000 mmol CO2 pro Tag
• Regulation
  • CO2-Atemantrieb: pCO2-Anstieg im Blut → Stimulation der Atmung
  • pH-Atemantrieb: pH-Abfall im Blut → Stimulation der Atmung
  • Mechanorezeptoren: Grad der körperlichen Aktivität wird in Skelettmuskulatur/Gelenken gemessen
    • Hohe Aktivität, die mit vermehrtem Anfall von CO2 einhergeht → Stimulation der Atmung

Hyperventilation führt durch Abatmen der schwachen Säure CO2 zu einem pH-Anstieg (Alkalose), während bei Hypoventilation vermehrt CO2 im Körper verbleibt und es so zu einem pH-Abfall kommt (Azidose)!

Die Rolle der Nieren bei der pH-Regulation

Die Nieren regulieren den pH-Wert über zwei Mechanismen: Einerseits scheiden sie überschüssige H+-Ionen größtenteils in Form von NH4+ und HPO42− aus. Andererseits halten sie die HCO3−-Konzentration im Blut aufrecht, indem sie es aus dem Harn reabsorbieren und HCO3−-De-novo-Synthese betreiben. Bei Interesse siehe dazu auch Protonensekretion und Bicarbonatresorption.

• Ausscheidung saurer Valenzen
  • Protonensekretion: Über den Na+/H+-Antiporter im proximalen Tubulus und eine H+-ATPase sowie H+/K+-ATPase der Schaltzellen im späten distalen Tubulus und Sammelrohr
    • Pufferung im Harn über Bindung an Ammoniak und Phosphat
  • Regulation
    • Bei Azidose: Ausscheidung von NH4+ und PO43− steigt durch vermehrte Ammoniakproduktion in der Niere (Glutaminaseaktivität↑) und verminderte Phosphatreabsorption im proximalen Tubulus
      • Enzyminduktion: Chronische Azidose → Renale Glutaminase und Glutamat-Dehydrogenase werden verstärkt exprimiert
• Produktion und Reabsorption basischer Valenzen
  • HCO3--De-Novo-Synthese der Niere: Durch den renalen Abbau von einem Molekül Glutamin zu einem Molekül α-Ketoglutarat (vgl. NH4+-Ausscheidung, Ablauf) gewinnt der Körper zwei Moleküle HCO3-
  • HCO3--Reabsorption: Indirekte Reabsorption im proximalen Tubulus über Umwandlung zu CO2 unter Protonenverbrauch
    • Regulation
      • Bei Azidose: HCO3− wird zu annähernd 100% wieder resorbiert
      • Bei Alkalose: HCO3−-Reabsorption↓ und Stimulation des Cl−-/HCO3−-Austauschers

Die Rolle der Leber bei der pH-Regulation

Die Rolle der Leber bei der pH-Regulation ist direkt an ihre NH3-Entgiftungsfunktion gekoppelt. Die Leber hat zwei Möglichkeiten der NH3-Entgiftung: Über den Harnstoffzyklus und über die Glutaminsynthese. Unter normalen Umständen werden 95% des anfallenden NH3 im Harnstoffzyklus und 5% über die Glutaminsynthese verstoffwechselt. Bei Blut-pH-Abweichung kann z.B. die Glutaminsynthese gesteigert und gleichzeitig der Harnstoffzyklus gehemmt werden, um HCO3− einzusparen.

• Mechanismen der Ammoniakentgiftung
  • Harnstoffzyklus
    • Ablauf: Aus zwei Molekülen NH3 und einem Molekül HCO3− wird in fünf Reaktionen Harnstoff synthetisiert
    • Bedeutung für den Organismus: Hauptmechanismus der NH3-Entgiftung (= toxisches Abbauprodukt des Aminosäurestoffwechsels)
    • Einfluss auf Säure-Basen-Haushalt: Benötigt die Base HCO3−
  • Glutaminsynthese
    • Ablauf: Die Synthese der Aminosäure Glutamin aus der Vorstufe Glutamat unter Einbau von NH3 ist eine Möglichkeit der NH3-Entgiftung, ohne dabei HCO3- zu verbrauchen
      1. In der Leber: Glutamat + NH3 → Glutamin (Enzym: Glutaminsynthetase)
      2. Glutamin gelangt über das Blutzu den Nieren
      3. In den Nieren: Abspaltung von NH3 aus Glutamin → NH3 + H+ werden in Form der Säure NH4+ ausgeschieden, ohne dabei HCO3− zu verbrauchen (für genauen Ablauf in den Nieren vgl. Protonensekretion)
    • Einfluss auf Säure-Basen-Haushalt: Benötigt kein HCO3− → Mechanismus der Baseneinsparung bei Azidose
• Regulation der Ammoniakentgiftung bei pH-Abweichung
  • Azidose: Harnstoffsynthese↓ und Glutaminsynthese↑
    • Harnstoffsynthese wird reduziert, um HCO3− einzusparen (z.B. für Pufferung des Blut-pH),
    • In der Leber wird vermehrt Glutamin gebildet und übers Blut an die Niere abgegeben → NH3 wird renal vermehrt in Form der Säure NH4+ ausgeschieden
  • Alkalose: Harnstoffsynthese↑ und Glutaminsynthese↓
    • Harnstoffsynthese wird gesteigert, da HCO3− zur Genüge vorhanden ist → NH3 wird vermehrt in Form von Harnstoff ausgeschieden
    • Glutaminsynthetase wird gehemmt, sodass weniger Glutamin zur Niere gelangt → Renale NH4+-Ausscheidung sinkt

Störungen des Säure-Basen-Haushalts

pH-Abweichungen verändern die räumliche Struktur von Proteinen, die ihrerseits viele Körperfunktionen regulieren. Bei pH-Störungen unterscheidet man zwischen Erniedrigung des arteriellen pH-Werts <7,35 (= Azidose) oder Erhöhung des pH-Werts >7,45 (= Alkalose).

Folgen bei pH-Abweichung

Die meisten Effekte einer pH-Verschiebung kommen durch Beeinflussung von Enzymen oder Ionen-selektiven Transmembrankanälen zustande.

Ein pH-Wert des Blutes von < 7,0 bzw. > 7,8 ist nicht mit dem Leben vereinbar!

Respiratorisch und metabolisch bedingte Störungen

Für eine pH-Wertstörung ist meist nur eines der zwei Regulationssysteme verantwortlich: Die Lunge (respiratorische Störung) oder der Stoffwechsel (metabolische Störung). Das intakt gebliebene System versucht in der Folge, die pH-Abweichung zu kompensieren.

Charakterisierung von Störungen im Säure-Basen-Haushalt

Zur klinischen Charakterisierung einer pH-Störung gehören Aussagen zu Richtung der H+-Abweichung, zu ihrem Auslöser und Verlauf.

• Nach Art der pH-Abweichung
  • Azidose: pH <7,35
  • Alkalose: pH >7,45
• Nach Auslöser
  • Respiratorisch: Ursächlich ist eine Ventilationsstörung
    • Repräsentativer Parameter: paCO2 (= CO2-Partialdruck im arteriellen Blut)
  • Metabolisch: Ursächlich ist eine Stoffwechselstörung
    • Repräsentative Parameter: Standard-HCO3− und Base Excess (= BE = Basenüberschuss)
• Nach Verlauf
  • Akut: pH-Wert verändert, pCO2 oder Standard-HCO3− verändert
  • Teilkompensiert: pH-Wert verändert, pCO2 und Standard-HCO3− verändert
  • Kompensiert: pH-Wert normal, pCO2 und Standard-HCO3− verändert

Bei Kompensation steuert das jeweils andere noch intakte System der pH-Abweichung entgegen, sodass sowohl die Parameter für das respiratorische als auch für das metabolische System verändert sind: So würde es z.B. bei einer metabolischen Azidose zu einer respiratorischen Kompensation in Form von Hyperventilation kommen (das Atemzugvolumen wird vergrößert)!

Parameter und Ursachen von Störungen im Säure-Basen-Haushalt

Anhand von Auslöser (respiratorisch oder metabolisch) und Verlauf der Kompensation unterscheidet man fünf Typen von Störungen. Alle in der Tabelle aufgeführten diagnostischen Parameter werden klinisch in einer arteriellen Blutgasanalyse (BGA) ermittelt.

Standard-Bicarbonat misst man immer bei definiertem pCO2; bei respiratorischen Störungen ohne metabolische Kompensation ist das Standard-HCO3− also unverändert! Die aktuelle(!) Bicarbonatkonzentration steht hingegen immer im Gleichgewicht mit dem pCO2. Wenn sich also der pCO2 ändert, ändert sich das aktuelle Bicarbonat in die gleiche Richtung!

Durch (Teil‑)Kompensation können mehrere Systeme von den Normwerten abweichen (bspw. kann bei einem erniedrigten BE sowohl eine (teil‑)kompensierte respiratorische Alkalose als auch eine metabolische Azidose vorliegen). Daher sollte eine Beurteilung immer anhand mehrerer Parameter erfolgen!

Hyperventilation
Extreme Stresssituationen können zur Hyperventilation führen. Die Atemfrequenz der Betroffenen steigt erheblich, während das bewegte Luftvolumen pro Atemzug abnimmt. Dabei wird vermehrt CO2 abgeatmet und der arterielle CO2-Partialdruck sinkt. Folgen sind die Abnahme der Hirndurchblutung aufgrund einer Konstriktion zerebraler Gefäße und eine respiratorische Alkalose – den Betroffenen wird „schwarz vor Augen“. Man kann therapeutisch sehr leicht durch das Ein- und Ausatmen in eine Plastiktüte eine arterielle Hyperkapnie erzeugen und den Blut-pH somit korrigieren.

Anionenlücke und ihre Bedeutung bei der metabolischen Azidose

Die sogenannte Anionenlücke hilft bei der Ursachenfindung einer metabolischen Azidose und kann leicht mit Hilfe der Konzentrationen von Na+, Cl− und HCO3− bestimmt werden.

• Anionenlücke: Maß für die nicht routinemäßig bestimmbaren Anionen im Blut, insbesondere negativ geladene Proteine und Stoffwechselprodukte
  • Im Blut ist die Zahl der positiven und negativen Ladungen gleich (= elektrische Neutralität). Na+-Ionen machen den Großteil der positiven Ladungen aus, Cl−- und HCO3−-Ionen den Großteil der negativen Ladungen. Aber auch negativ geladene Proteine und Stoffwechselprodukte tragen zur negativen Ladung bei.
  • Bestimmung der Anionenlücke: Messung der Natrium-, Bicarbonat- und Chloridkonzentration im Blut und Berechnung der Differenz aus Kationen und Anionen
• Berechnung
  • Anionenlücke = [Na+] − ([HCO3−] + [Cl−])
    • Normbereich: 12 ± 4 mmol/L
  • Alternativ (mit Berücksichtigung von Kalium): ([Na+] + [K+]) − ([HCO3−] + [Cl−])
    • Normbereich: 16 ± 4 mmol/L
• Bedeutung und Interpretation: Dient der Ursachenfindung einer metabolischen Azidose
  • Azidose bei physiologischer Anionenlücke = „Bicarbonatverlust“
    • Mögliche Ursachen
      • Endogen: Diarrhö, Galle- oder Pankreasfistel , renal tubuläre Azidose
      • Exogen: Medikamente (Carboanhydrasehemmer), Zufuhr von Säuren, deren Anion Chlorid ist (z.B. HCl)
  • Azidose bei vergrößerter Anionenlücke = „Additionsazidose“
    • Mögliche Ursachen
      • Endogen: Laktatazidose , Ketoazidose , Niereninsuffizienz/Urämie
      • Exogen: Vergiftung durch Salicylsäure, Ethanol , Methanol, Ethylenglycol (in Frostschutzmittel enthalten)
  • Störfaktoren: Hypalbuminämie (Verringerung der Anionenlücke), Hyperphosphatämie (Vergrößerung der Anionenlücke)

Merkwort für Ursachen einer vergrößerten Anionenlücke „Kußmaul“: Ketonkörper, Urämie, Salicylsäure, Methanol, Äthylenglycol (bzw. Ethylenglycol), (Urämie), Laktat

Wiederholungsfragen zum Kapitel Säure-Basen-Haushalt

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