23
Zuur-base
Zuur = elke chemische substantie die een H+ kan doneren
Base = elke chemische substantie die een H + kan accepteren
geheugensteuntje: zure werknemer moet altijd afgeven, baas wilt hebben
pH = -log[H+] ∆[H+] factor 10 = ∆pH van 1 (stap van 1 is dus een factor 10)
-> klein verschil in pH-waarde geeft groot verschil in [H +]
We meten de pH van de arteriële bloedplasma, die gewoonlijk 7,35 à 7,45 is
- Homeostase van pH binnen nauwe grenzen is belangrijk omdat de conformatie en functie van
de meeste biologische moleculen pH-afhankelijk zijn!
- Leefbare plasma pH schommelt tussen 6,8 en 7,7
- De pH van een cel is gemiddeld 7,2
Zuur-base evenwicht door 3 elementen gerealiseerd:
- Extra- en intracellulaire buffers
- Eliminatie van CO2 door de longen
- Recuperatie en nieuwvorming van HCO3- door de nieren
Biochemische buffering
- Buffer = substantie die H+ kan opvangen en vrijlaten afhankelijk van de pH
- Buffers zorgen voor de eerste opvang van nieuwe H + op de plaats waar ze ontstaan
o Longen & nieren doen het latere werk
- Buffers minimaliseren de pH veranderingen, maar verhinderen ze niet
- Evenwichtsreactie:
o Bij stijging van [H+] verschuift het evenwicht naar rechts
o Maar een aantal zullen vrij blijven -> ∆pH
Intracellulaire buffer
- Proteinen en organische fosfaten bufferen extra-cellulaire H + in uitwisseling voor
intracellulair K+ en Na+
Bot als buffer
Vooral bij chronische acidose:
- H+ uitwisselen met fosfaat en Ca+ -> bot verliest zijn kwaliteit
Buffers in het bloed
De belangrijkste buffers (kwantitatief) in het bloed:
- (oxy)hemoglobine (35%)
- Plasma-bicarbonaat (35%)
- Erythrocytair bicarbonaat (18%)
Bicarbonaat is dus de belangrijkste extracellulaire buffer (kwantitatief) in het bloed (53%)
o Makkelijkst om te meten -> als maatstaf voor buffertoestand vh lichaam
o Iso-hydris-principe: de verhoudingen waarin het bufferen gebeurt is steeds dezelfde
-> we kennen ook de toestand van de andere buffers
Hemoglobine is de belangrijkste niet-bicarbonaat buffer in het bloed (35%)
, 24
Hemoglobine
- Histidine 146 in β ketens bindt H+
- Grotere buffercapaciteit in gedesoxygeneerde toestand
o Logisch want op plaats van O2-verbruik worden zuren gevormd -> als Hb dus O 2 heeft
afgegeven is er plek om H+ te binden
- Zuurdere pH verplaatst de O2-dissociatie-curve naar links
o In een zuurdere omgeving is er competitie tussen
protonen en O2 om aan Hb te binden
o Bij eenzelfde O2-spanning binden er minder O2-moleculen
aan Hb (maar saturatie kan nog steeds bekomen worden)
o Omgekeerd: het kost voor een zuurder persoon meer
moeite om Hb gesatureerd te krijgen met O2
Bicarbonaat
Open buffersysteem een zeer sterke buffer!!
Waarom is ons buffersysteem open langs 2 kanten?
- CO2 kunnen we wegblazen via ademhaling
- HCO3- kunnen we bijmaken via nieren
H2CO3 is slechts in lage concentratie aanwezig omdat het snel wordt
omgezet naar H+ en HCO3- en naar (door koolzuuranhydrase) CO2 en H2O
CO2 als het zwakke zuur (BH) en HCO3- als zwakke base (B-) = buffervergelijking
pK van HCO3- = 6,1
s = oplosbaarheidscoëfficiënt van CO2 i/h
oplosmiddel (plasma) -> 0,03 bij zoogdieren
= Henderson-Hasselbalch vergelijking
Situatie waarbij pH = pK:
- Buffer is half geprotoneerd, half niet-geprotoneerd
- Helft voor protonen zijn vrij, en helft is bezet -> goede buffer
want kan zowel protonen ontvangen als protonen afgeven
o In een gesloten buffersysteem geeft pK de pH aan
waarbij de buffer de grootste buffercapaciteit heeft
HCO3--buffer in gesloten systeem is geen krachtige buffer, maar in een
open systeem wel krachtig!
Eliminatie van CO2 door de longen
CO2 ontstaat uit:
- Volledige oxidatie van koolhydraten (RQ 1) en vetten (RQ 0,7) : CO 2 + H2O
- Volledige oxidatie (meeste) neutrale aminozuren (RQ 0,8): ureum + CO 2 + H2O
Zuur-base
Zuur = elke chemische substantie die een H+ kan doneren
Base = elke chemische substantie die een H + kan accepteren
geheugensteuntje: zure werknemer moet altijd afgeven, baas wilt hebben
pH = -log[H+] ∆[H+] factor 10 = ∆pH van 1 (stap van 1 is dus een factor 10)
-> klein verschil in pH-waarde geeft groot verschil in [H +]
We meten de pH van de arteriële bloedplasma, die gewoonlijk 7,35 à 7,45 is
- Homeostase van pH binnen nauwe grenzen is belangrijk omdat de conformatie en functie van
de meeste biologische moleculen pH-afhankelijk zijn!
- Leefbare plasma pH schommelt tussen 6,8 en 7,7
- De pH van een cel is gemiddeld 7,2
Zuur-base evenwicht door 3 elementen gerealiseerd:
- Extra- en intracellulaire buffers
- Eliminatie van CO2 door de longen
- Recuperatie en nieuwvorming van HCO3- door de nieren
Biochemische buffering
- Buffer = substantie die H+ kan opvangen en vrijlaten afhankelijk van de pH
- Buffers zorgen voor de eerste opvang van nieuwe H + op de plaats waar ze ontstaan
o Longen & nieren doen het latere werk
- Buffers minimaliseren de pH veranderingen, maar verhinderen ze niet
- Evenwichtsreactie:
o Bij stijging van [H+] verschuift het evenwicht naar rechts
o Maar een aantal zullen vrij blijven -> ∆pH
Intracellulaire buffer
- Proteinen en organische fosfaten bufferen extra-cellulaire H + in uitwisseling voor
intracellulair K+ en Na+
Bot als buffer
Vooral bij chronische acidose:
- H+ uitwisselen met fosfaat en Ca+ -> bot verliest zijn kwaliteit
Buffers in het bloed
De belangrijkste buffers (kwantitatief) in het bloed:
- (oxy)hemoglobine (35%)
- Plasma-bicarbonaat (35%)
- Erythrocytair bicarbonaat (18%)
Bicarbonaat is dus de belangrijkste extracellulaire buffer (kwantitatief) in het bloed (53%)
o Makkelijkst om te meten -> als maatstaf voor buffertoestand vh lichaam
o Iso-hydris-principe: de verhoudingen waarin het bufferen gebeurt is steeds dezelfde
-> we kennen ook de toestand van de andere buffers
Hemoglobine is de belangrijkste niet-bicarbonaat buffer in het bloed (35%)
, 24
Hemoglobine
- Histidine 146 in β ketens bindt H+
- Grotere buffercapaciteit in gedesoxygeneerde toestand
o Logisch want op plaats van O2-verbruik worden zuren gevormd -> als Hb dus O 2 heeft
afgegeven is er plek om H+ te binden
- Zuurdere pH verplaatst de O2-dissociatie-curve naar links
o In een zuurdere omgeving is er competitie tussen
protonen en O2 om aan Hb te binden
o Bij eenzelfde O2-spanning binden er minder O2-moleculen
aan Hb (maar saturatie kan nog steeds bekomen worden)
o Omgekeerd: het kost voor een zuurder persoon meer
moeite om Hb gesatureerd te krijgen met O2
Bicarbonaat
Open buffersysteem een zeer sterke buffer!!
Waarom is ons buffersysteem open langs 2 kanten?
- CO2 kunnen we wegblazen via ademhaling
- HCO3- kunnen we bijmaken via nieren
H2CO3 is slechts in lage concentratie aanwezig omdat het snel wordt
omgezet naar H+ en HCO3- en naar (door koolzuuranhydrase) CO2 en H2O
CO2 als het zwakke zuur (BH) en HCO3- als zwakke base (B-) = buffervergelijking
pK van HCO3- = 6,1
s = oplosbaarheidscoëfficiënt van CO2 i/h
oplosmiddel (plasma) -> 0,03 bij zoogdieren
= Henderson-Hasselbalch vergelijking
Situatie waarbij pH = pK:
- Buffer is half geprotoneerd, half niet-geprotoneerd
- Helft voor protonen zijn vrij, en helft is bezet -> goede buffer
want kan zowel protonen ontvangen als protonen afgeven
o In een gesloten buffersysteem geeft pK de pH aan
waarbij de buffer de grootste buffercapaciteit heeft
HCO3--buffer in gesloten systeem is geen krachtige buffer, maar in een
open systeem wel krachtig!
Eliminatie van CO2 door de longen
CO2 ontstaat uit:
- Volledige oxidatie van koolhydraten (RQ 1) en vetten (RQ 0,7) : CO 2 + H2O
- Volledige oxidatie (meeste) neutrale aminozuren (RQ 0,8): ureum + CO 2 + H2O
