HF2: Zuur-basen fysiologie
1. Inleiding
Studie van de protonen (H+).
o = meestal in lage [ ]
maar cruciaal vr heel veel biochemische reacties & fysiolog
processen.
Heel precieze regeling van [H+] in versch compartimenten:
o Plasma, intracellulair vocht, maagsap, pancreassap.
o pH = -log([H+]).
o Kleine shift in pH grote impact op activi v moleculen
Hb, fosfaten & bicarbonaat = goede buffersystemen in bloed
EW kunnen p+ vangen & vrijzetten
2. Buffersystemen
Buffer = substantie die H+ kan opnemen en afnemen
stabiliseren pH
kunnen pH-veranderingen niet tegenhouden - wel minimaliseren
- Dissociatie constante: K = [ B(n ) ] ¿ ¿
- Vb. :
o Als we à oplossing een beetje HCl toevoegen (sterk zuur)
Buffer neemt bijna alle H+ op
H+ die vrij blijft zorgt vr verhoging pH
o Als we NaOH (sterke base) toevoegen
H+ vd buffer dissociëren reageren met OH ter vorming van water.
- Meten van bufferkracht: .
∆ [ sterke base ] ∆ [ sterk zuur ]
o β= =
∆ pH ∆ pH
hoeveel sterke base/ sterk zuur je moet toevoegen om pH met 1 te
verhogen/verlagen
als pH niet verandert na zuur in te kappen = sterke buffer
Buffersystemen:
1. Bicarbonaat:
= Open buffersysteem.
= Heel belangr vr compensatie v zuurbase-stoornissen.
2. Proteïnen:
= Zure en basische aminozuurresidu’s.
Bv. Hemoglobine -> heel veel van de niet-bicarbonaatbuffers zitten hier
3. Fosfaten.
4. Verschil tussen extracellulaire en intracellulaire buffersystemen
, 1. Bicarbonaat:
= buffer in bloed = belangrijk & sterk
= open systeem: CO2 kan makk uitwisselen tss systeem & omgeving
hoge vluchtigheid v CO2 sterke buffer
=> longen kunnen stabiele CO2-levels behouden ook als er CO2 w
gemaakt of gebruikt
STEL: beker met een waterige oplossing met 145 mM NaCl (pH = 6,81), zonder buffers
o We brengen hier CO2 uit de atmosfeer bij
Bij 37° en ionische sterkte van bloedplasma:
oplosbaarheidscoëfficiënt CO2 (s) = 0,03 mM/mm Hg.
PCO2 in atmosfeer = 40 mm Hg.
[CO2]dis = s.PCO2 = 0,03. 40 = 1,2 mM.
CO2 zal reageren met water:
CO2 + H2O -> H2CO3
(hydratatie CO2 = trage reactie)
Vervolgens:
H2CO3 -> H+ + HCO3-
(= snelle reactie) => hier valt pH – dissociatie carbonzuur
Netto reactie: CO2 + H2O ⇌ H+ + HCO3-.
K = ¿ ¿.
24
pH = pK + log¿ ¿ en [CO2] = s.PCO2 => pH = 6,1 + log = 7,4
0,03.40
Neutrale pH in bloed is 7,4!
Lager dan 7,4 = acidose
hoger dan 7,4 = alkalose
= Henderson-Hasselback vergelijking:
Verband tss pH – bicarbonaat – Pco2
Open & gesloten systeem:
- Vb gesloten buffersysteem
= inorganisch fosfaat in water
-
Verschil open en gesloten buffersysteem:
Gesloten buffersysteem:
o bereikt maximum als
[H+] = K => pH = pK.
Open buffersyteem:
o stijgt exponentieel met de pH als
PCO2 vaststaat
o = ongelimiteerd
is evenredig met [HCO3-] => hoe hoger de pH, hoe meer het buffert
Davenport diagram
= grafische weergave bedoeld vr interpretatie v ZB stoornissen in bloed
1. Inleiding
Studie van de protonen (H+).
o = meestal in lage [ ]
maar cruciaal vr heel veel biochemische reacties & fysiolog
processen.
Heel precieze regeling van [H+] in versch compartimenten:
o Plasma, intracellulair vocht, maagsap, pancreassap.
o pH = -log([H+]).
o Kleine shift in pH grote impact op activi v moleculen
Hb, fosfaten & bicarbonaat = goede buffersystemen in bloed
EW kunnen p+ vangen & vrijzetten
2. Buffersystemen
Buffer = substantie die H+ kan opnemen en afnemen
stabiliseren pH
kunnen pH-veranderingen niet tegenhouden - wel minimaliseren
- Dissociatie constante: K = [ B(n ) ] ¿ ¿
- Vb. :
o Als we à oplossing een beetje HCl toevoegen (sterk zuur)
Buffer neemt bijna alle H+ op
H+ die vrij blijft zorgt vr verhoging pH
o Als we NaOH (sterke base) toevoegen
H+ vd buffer dissociëren reageren met OH ter vorming van water.
- Meten van bufferkracht: .
∆ [ sterke base ] ∆ [ sterk zuur ]
o β= =
∆ pH ∆ pH
hoeveel sterke base/ sterk zuur je moet toevoegen om pH met 1 te
verhogen/verlagen
als pH niet verandert na zuur in te kappen = sterke buffer
Buffersystemen:
1. Bicarbonaat:
= Open buffersysteem.
= Heel belangr vr compensatie v zuurbase-stoornissen.
2. Proteïnen:
= Zure en basische aminozuurresidu’s.
Bv. Hemoglobine -> heel veel van de niet-bicarbonaatbuffers zitten hier
3. Fosfaten.
4. Verschil tussen extracellulaire en intracellulaire buffersystemen
, 1. Bicarbonaat:
= buffer in bloed = belangrijk & sterk
= open systeem: CO2 kan makk uitwisselen tss systeem & omgeving
hoge vluchtigheid v CO2 sterke buffer
=> longen kunnen stabiele CO2-levels behouden ook als er CO2 w
gemaakt of gebruikt
STEL: beker met een waterige oplossing met 145 mM NaCl (pH = 6,81), zonder buffers
o We brengen hier CO2 uit de atmosfeer bij
Bij 37° en ionische sterkte van bloedplasma:
oplosbaarheidscoëfficiënt CO2 (s) = 0,03 mM/mm Hg.
PCO2 in atmosfeer = 40 mm Hg.
[CO2]dis = s.PCO2 = 0,03. 40 = 1,2 mM.
CO2 zal reageren met water:
CO2 + H2O -> H2CO3
(hydratatie CO2 = trage reactie)
Vervolgens:
H2CO3 -> H+ + HCO3-
(= snelle reactie) => hier valt pH – dissociatie carbonzuur
Netto reactie: CO2 + H2O ⇌ H+ + HCO3-.
K = ¿ ¿.
24
pH = pK + log¿ ¿ en [CO2] = s.PCO2 => pH = 6,1 + log = 7,4
0,03.40
Neutrale pH in bloed is 7,4!
Lager dan 7,4 = acidose
hoger dan 7,4 = alkalose
= Henderson-Hasselback vergelijking:
Verband tss pH – bicarbonaat – Pco2
Open & gesloten systeem:
- Vb gesloten buffersysteem
= inorganisch fosfaat in water
-
Verschil open en gesloten buffersysteem:
Gesloten buffersysteem:
o bereikt maximum als
[H+] = K => pH = pK.
Open buffersyteem:
o stijgt exponentieel met de pH als
PCO2 vaststaat
o = ongelimiteerd
is evenredig met [HCO3-] => hoe hoger de pH, hoe meer het buffert
Davenport diagram
= grafische weergave bedoeld vr interpretatie v ZB stoornissen in bloed
