• Vorklinik
  • Physikum-Fokus

Säure-Basen-Haushalt

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.

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- 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.

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+]
  • 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 Säure zu einer Lösung wird sie sauer (Säure überträgt ihre Protonen auf H2O-Moleküle, somit sind mehr H3O+-Ionen als OH-Ionen vorhanden)!

Bei Zugabe einer Base zu 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.

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:

Art der Lösung [H3O+] [OH] pH
Wasser 10−7 mol/L 10−7 mol/L 7
Saure Lösung >10−7 mol/L <10−7 mol/L <7
Basische Lösung <10−7 mol/L >10−7 mol/L >7

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!

pH-Wertberechnung verschiedener Salzlösungen
Reaktionspartner Schwache Säure Starke Säure
Schwache Base

Ergibt annähernd neutrale Salzlösung

  • Formel: pH = (pKS1 + pKS2) / 2

Ergibt schwach saure Salzlösung

  • Formel: pH = ½ (pKSlg[Säure]) (entspricht der pH-Formel für eine schwache Säure)

  • Beispiel: Eine Ammoniumchloridlösung (NH4Cl) reagiert schwach sauer (Ammoniumchlorid entsteht aus der schwachen Base NH3 und der starken Säure HCl)

Starke Base

Ergibt schwach basische Salzlösung

Ergibt neutrale Salzlösung

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 (pKBlg[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

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.

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.

Sekret / Kompartiment pH-Normbereich
Magensaft 1,0–4,0
Vaginalsekret 4,0–5,0
Schweiß 4,5
Urin 4,5–7,9
Haut 5,5
Speichel 5,5–7,8
Galle 6,5–8,2
Stuhl 7,0
Zytoplasma 7,0–7,3
Blutplasma 7,35–7,45
Sperma 7,0–7,8
Gebärmutterhalssekret 7,0–8,5

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.

Zunahme Abnahme
Säure
  • Abatmung von CO2
Base
  • Vegetarische Ernährung mit hohem Sojaanteil
  • Neutralisierung saurer Magen- und Darmsekrete
  • Synthese von Harnstoff

Regulation des Säure-Base-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
  • Eigenschaften bei Konzentrationsänderung
  • 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.

Phosphatpuffersystem

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

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 SäureCO2, 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.

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
  • 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.

Störungen des Säure-Base-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.

pH-Abweichung Stoffwechsel Elektrolyte Durchblutung O2-Affinität des Hämoglobin
Kalium Sonstige
Azidose Hyperkaliämie Vasodilatation steigert Durchblutung Vermindert (= "Rechtsverschiebung" der O2-Bindungskurve)
Alkalose Hypokaliämie Vasokonstriktion senkt Durchblutung Gesteigert (= "Linksverschiebung" der O2-Bindungskurve)

Ein pH-Wert des Bluts 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
    • 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.

Störung pH (Azidose: pH <7,35; Alkalose: pH >7,45) PaCO2 (Normbereich: 32–45 mmHg (4,3–6,0 kPa)) Standard-HCO3(Normbereich: 22–26 mmol/L) BE (Normbereich: −2 bis +3 mmol/L) Ursachen

Respiratorische Azidose

Akut ↔︎ ↔︎
(Teil)kompensiert ↓ / ↔︎ +
Metabolische Azidose Akut ↔︎
(Teil)kompensiert ↓ / ↔︎
Respiratorische Alkalose Akut ↔︎ ↔︎

(Teil)kompensiert

↑ / ↔︎
Metabolische Alkalose Akut ↔︎ +
(Teil)kompensiert ↑ / ↔︎ +
Kombinierte Azidose
Legende: / = oder, ↓ = erniedrigt, ↑ = erhöht, ↔︎ = normwertig

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 zu 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. Durch diesen Verlust saurer Valenzen entsteht 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.

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

Wiederholungsfragen zum Kapitel Säure-Basen-Haushalt

Chemische Grundlagen

Was bezeichnet man als ein korrespondierendes Säure-Basen-Paar?

Wie ist der pH-Wert definiert? Nenne exemplarisch den pH-Wert von Wasser und erkläre, woher die Protonen stammen!

Je nach Stärke einer Säure/Base werden für die Berechnung des pH-Werts verschiedene Formeln angewandt. Wie berechnet man den pH-Wert von Phosphorsäure-Anionen (H2PO4−, HPO42−, PO43−), wie von Hydroxid-Ionen (OH)?

Wovon hängt der pH-Wert von in Wasser gelöstem Salz ab? Erkläre exemplarisch, wie eine schwach basische Salzlösung bzw. eine schwach saure Salzlösung entstehen und wie man deren pH-Wert bestimmen kann!

Sind der Neutral- und der Äquivalenzpunkt bei der Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base gleichbedeutend?