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Flashcards in Säure-Base-Haushalt Deck (41)
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1

Korrespondierende Säure- Basen- Paare

Eine Säure, die ein Proton abgibt und dadurch zur konjugierten Base wird, da sie nun Protonen aufnehmen kann (Brønsted).

Bsp.: HCl + H2O –> Cl- + H3O+

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Ampholyt

Verbindungen, die je nach herrschendem pH- Wert als Protonendonatoren (Säure) oder Protonenakzeptoren (Base) wirken können.

Bsp.: Wasser, AS

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Säurestärke

Die Stärke einer Säure ist über die Vollständigkeit ihrer Protonenabgabe (=Dissoziation) definiert

Maßzahl: Gleichgewichtskonstante Ks des Massenwirkungsgesetzes für die Deprotonierungsreaktion der Säure
- Ks > 1: Starke Säure (Mehrheit der Moleküle dissoziiert)
- Ks < 1: Schwache Säure (Mehrheit der Moleküle nicht dissoziiert)
- pKs-Wert: Negativer dekadischer Logarithmus des Ks- Werts

-> je größer der Ks-Wert, desto kleiner der pKs-Wert und desto stärker die Säure

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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. = -I - Effekt

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Basenstärke

Die Stärke einer Base ist über die Vollständigkeit ihrer Protonenaufnahme (=Protonierung) definiert.

Maßzahl: Gleichgewichtskonstante Kb des Massenwirkungsgesetzes für die Protonierung der Base
-Kb > 1: Starke Base (Mehrheit protoniert)
-Kb < 1: Schwache Base
-pKb- Wert: Negativer dekadischer Logarithmus des Kb- Werts

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pH- Wert

Der pH Wert ist der negative dekadische Logarithmus der H3O+ Konzentration in einer Lösung. [dimensionslos]

Formel: pH = -lg[H3O+]
pH- Skala: Von 0 (stark sauer) über 7 (neutral) bis 14 (stark basisch)

- in einer Säure sind mehr H3O+ Ionen/ Protonen als OH- Ionen vorhanden
- in einer Base sind mehr OH- Ionen als H3O+ / Protonen vorhanden

7

pH Wert Berechnung von starken Säuren

pH = -lg([Säure] x Wertigkeit)

Bsp. für starke Säuren: Salzsäure HCl, Schwefelsäure H2SO4, Salpetersäure HNO3 und Perchlorsäure HClO4

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Wertigkeit

Vereinfacht entspricht die Wertigkeit einer Säure bzw. Base der Anzahl der H+ bzw. OH- Ionen, die aus einem Säure- bzw. Base- Molekül gebildet werden können.

Bsp.: Wertigkeit von H2SO4 beträgt 2, die Wertigkeit von HCl beträgt 1.

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pH- Wert Berechnung schwache Säuren

pH = 1/2 (pKs - lg[Säure])

Bsp. für schwache Säuren: Kohlensäure (H2CO3), Zitronensäure (C6H8O7), Essigsäure (CH3COOH), Ammonium-Ion (NH4+) und Phosphorsäuren-Anionen (H2PO-, HPO4^2-)

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pH- Wert Berechnung starker Basen

pH = 14 + lg ([Base] x Wertigkeit)

Bsp. für eine starke Base: Hydroxid- Ion (OH-)

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pH- Wert Berechnung von schwachen Basen

pH = 14 - 1/2 (pKs - lg[Base])

Bsp. für schwache Basen: Ammoniak (NH3), Amine

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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 auf ein zweites H2O Molekül; H2O + H2O -> H3O+ + OH- (In reinem Wasser ist die Konzentration von H3O+ und OH- Molekülen gleich: 10^-7 mol/L, 1L Wasser enthält ca. 55 mol H2O)

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Neutralisation

Reaktion gleicher Mengen an Säure (H+ - Äquivalente) und Base (OH- Äquivalente) miteinander, wodurch pH = 7 (neutral) erreicht wird.

Produkte: Wasser + Salz.

Bei der Lösung von Salzen in Wasser, hängt der End-pH-Wert von der Säure- und Basenstärke der Ionen ab.

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pH- Wertberechnung verschiedener Salzlösungen

Schwache Base + Schwache Säure = annähern neutrale Salzlösung
- Formel: pH = (pKs1 + pKs2) / 2

Schwache Base + Starke Säure = schwach saure Säure
- Formel: pH = 1/2 (pKs - lg [Säure])
- Bsp.: Starke Säure HCl + Schwache Base NH3 = NH4Cl

Starke Base + Schwache Säure = schwach basische Salzlösung
- Formel: pH = 14 - 1/2 (pKs - [Base])

Starke Base + Starke Säure = neutrale Salzlösung

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Äquivalenzpunkt

Punkt bei der Titration (exp. Bestimmung einer unbekannten Säure-/ Basenmenge), bei dem sich identische Mengen einer Säure bzw. einer Base und Titrationsmittel in der Lösungen befinden

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Puffer

Wässrige Lösung von schwachen (!) korrespondierenden Säure-Basen-Paaren (Bsp.: Essigsäure & Acetat, Ammonium & Ammoniak). Ein Puffer kann geringe Änderungen des pH- Werts abfangen.

17

pH-Wert Berechnung einer Pufferlösung

Henderson-Hasselbach-Gleichung:
pH = pKs + lg ([Base]/[Säure])

pKs: Gleichgewichtskonstante der Säure

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Pufferkapazität

Entspricht der Menge einer Säure bzw. einer Base, die nötig ist, um den pH- Wert von 1L Pufferlösung um +/- 1 zu verändern.

- steigt mit der Konzentration der Pufferlösung
- entspricht Steigung der Titrationskurve (große Steigung = geringe Pufferkapazität)

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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

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pH - Normwerte

- Magensaft: 1,0 - 4,0
- Urin: 4,5 - 7,9
- Zytoplasma: 7,0 - 7,3
- Blutplasma: 7,35 - 7,45

Eriedrigter arterieller Blut- pH- Wert (pH < 7,35) = Azidose, erhöhter (pH > 7,45) = Alkalose

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Einflüsse, die für eine Zunahme der Säure im Körper sorgen

Ernährung:
- Stoffwechsel von Kohlenhydraten, Fett- und AS zu CO2 (‚Flüchtige‘ Säure = können direkt abgeatmet werden), tägl. entstehen etwa 16.000 mmol CO2.
- Abbau schwefelhaltiger AS (z.B. Methionin) aus proteinreicher Kost zu SO4^2- und H+ (‚Fixe‘ Säuren = Säuren, die das System nicht unmittelbar verlassen können, tägl. entstehen davon ca.0,5 mmol/kg KG)

Nahrungskarenz (Lipolyse -> freie FS und Ketonkörper)
Schwere körperliche Arbeit (Anaerobe Glykolyse -> Milchsäure = Laktat)

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Einflüsse, die für eine Abnahme der Säure im Körper sorgen

Abatmung von CO2

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Einflüsse, die für eine Zunahme der Basen im Körper sorgen

Vegetarische Ernährung mit hohem Sojaanteil

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Einflüsse, die für eine Abnahme der Basen im Körper sorgen

- Neutralisierung saurer Magen- und Darmsekrete: tägl. werden so ca. 0,5 mmol HCO3- pro kg KG ausgeschieden
- Synthese von Harnstoff: Verbrauch von einem Molekül HCO3- pro Harnstoffmolekül

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Puffersysteme des Körpers

Gleichen akute pH- Wert- Schwankungen des Blutes aus und halten den pH konstant um 7, 4. 99,99% aller plötzlich anfallenden Protonen werden über Puffersysteme abgefangen.

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Offene Puffersysteme

Entfernen einen Reaktionspartner aus dem System (z.B. über Lunge oder Niere), wodurch die Pufferkapazität gesteigert wird.

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Bicarbonatpuffersystem

Offenes Puffersystem. Das wichtigste Puffersystem des Menschen. Wirkt an der Ausscheidung saurer Valenzen über die Lunge durch Abatmen von CO2 mit. Mit 20 - 28 mmol/L entspricht es etwa 50% der Gesamtpufferkapazität des Bluts.

H20 + CO2 -> H2CO3 (= HCO3- + H+)

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-, überschüssiges Proton + OH- = H20) über, dabei wird weniger CO2 abgeatmet
Erhöhter CO2- Partialdruck: Gesamtkonzentration der Pufferbasen bleibt gleich (für jede verbrauchte Base entsteht ein neues HCO3- Molekül)

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Ammoniumpuffersystem

Regulationssystem der renalen Säure-Basen-Ausscheidung, dauerhafte Ausscheidung saurer Stoffe. Beteiligt an der renalen Gluconeigenese, De-novo-Synthese von Bicarbonat und der Regulation des intrazellulären pH- Werts beteiligt.

NH3 + H+ -> NH4

- ermöglicht H+ Ausscheidung über den Harn in Form von NH4+
- HCO3- sparende Methode der NH3- Ausscheidung

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Geschlossene Puffersysteme

Konstanter Gehalt der korrespondierenden Säure- Basen- Paar, denn kein Reaktionspartner kann das System verlassen

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Proteinpuffersysteme

Proteine können über ionisierbare Seitengruppen als Puffer fungieren. Größter Anteil d. Blutplasmapufferung: Hb der Erys und Albumin

Reaktion: Protonenaufnahme über reaktive Gruppen der AS
- basischer Imidazolring von Histidin, pKs von 6,0 nahe dem phys. Bereich, hoher Stellenwert für die Pufferfunktion der Plasmaproteine
- Amino- und Carboxylgruppen aller AS

Funktion: Regulation des Blut-pH-Werts (50% der Gesamtpufferkapazität des Blutes)