Warum liegt der pH-Wert des Blutes bei 7,40?

Zusammenfassung

Ziel der vorliegenden Arbeit ist es, die physiologischen Grundlagen des Säure-Basen-Haushalts, insbesondere die des pH-Werts, zu diskutieren. Die α-stat-Theorie interpretiert den pH-Normwert von 7,40 als plausible Größe, die vom in der Nähe des Neutralpunkts gelegenen intrazellulären pH-Wert abgeleitet werden kann. Dies scheint ein evolutionsgeschichtlicher Vorteil gewesen zu sein, da die meisten Stoffwechselzwischenprodukte am Neutralpunkt in dissoziierter Form vorliegen und so ohne energetischen Mehraufwand in der Zelle verbleiben und für weitere Reaktionen zur Verfügung stehen. Diese Argumentation steht im Gegensatz zum üblichen klinischen Verständnis, das die Größe des pH-Werts als Quasi-Naturkonstante unkommentiert lässt. Abschließend werden kurz die klinischen Implikationen der α-stat-Methode mit denen der pH-stat-Methode als des zweiten in der Klinik etablierten Säure-Basen-Regimes verglichen.

Abstract

Aim of the present paper is to discuss the physiologic principles of the acid-base status, in particular those of the pH value. The α-stat theory of acid-base management interprets the normal value of arterial pH, usually thought of as being 7.40, as a value derived from the intracellular pH, which is close to neutrality. This appears to have offered an evolutionary advantage, since most of the intermediates in biosynthetic pathways are ionized at neutrality resulting in a decreased rate of penetration across biological membranes of these compounds thus producing a benefit for the economy of a cell. Finally, we present the clinical implications of both the α-stat and the pH-stat strategy of acid-base management.

Anhang (nach Müller-Plathe [12])

pH-Wert

Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der molalen H⁺-Ionenkonzentration in mol/kgH₂O. Damit ergibt sich:

$$ \begin{array}{*{20}l} {{{\text{pH}} = 0} \hfill} & {{{\text{d}}{\text{.h}}.10^\circ } \hfill} & {{{\text{mol}}/{\text{kg}}\;{\text{H}}_{2} {\text{O}}} \hfill} & {{ = 1\;{\text{mol}}\;{\text{H}}^{ + } - {\text{Ionen}}/{\text{kg}}\;{\text{H}}_{2} {\text{O}}} \hfill} & {{} \hfill} \\ {{{\text{pH}} = 7,0} \hfill} & {{{\text{d}}{\text{.h}}.10^{{ - 7}} } \hfill} & {{{\text{mol}}/{\text{kg}}\;{\text{H}}_{2} {\text{O}}} \hfill} & {{ = 0,0000001\;{\text{mol}}} \hfill} & {{ = 100\;{\text{nmol}}\;{\text{H}}^{ + } - {\text{Ionen}}/{\text{kg}}\;{\text{H}}_{2} {\text{O}}} \hfill} \\ {{{\text{pH}} = 6,8} \hfill} & {{{\text{d}}{\text{.h}}.10^{{ - 6,8}} } \hfill} & {{{\text{mol}}/{\text{kg}}\;{\text{H}}_{2} {\text{O}}} \hfill} & {{ = 0,00000016\;{\text{mol}}} \hfill} & {{ = 160\;{\text{nmol}}\;{\text{H}}^{ + } - {\text{Ionen}}/{\text{kg}}\;{\text{H}}_{2} {\text{O}}} \hfill} \\ {{{\text{pH}} = 7,4} \hfill} & {{{\text{d}}{\text{.h}}.10^{{ - 7,4}} } \hfill} & {{{\text{mol}}/{\text{kg}}\;{\text{H}}_{2} {\text{O}}} \hfill} & {{ = 0,00000004\;{\text{mol}}} \hfill} & {{ = {\text{ }}40\;{\text{nmol}}\;{\text{H}}^{ + } - {\text{Ionen}}/{\text{kg}}\;{\text{H}}_{2} {\text{O}}} \hfill} \\ \end{array} $$

Bei der Betrachtung von pH-Wert-Änderungen muss man die logarithmische Natur des pH-Werts in Betracht ziehen. Fällt beispielsweise der pH-Wert um 0,6 von 7,4 auf 6,8, so bedeutet dies einen Anstieg der H⁺-Ionenkonzentation von 40 nmol auf 160 nmol/kgH₂O. Steigt der pH-Wert jedoch um den gleichen Betrag von 7,4 auf 8,0 an, so fällt die H⁺-Ionenkonzentation lediglich von 40 nmol auf 10 nmol/kgH₂O.

Die logarithmische Darstellung der H⁺-Ionenkonzentation transportiert gleichzeitig Relationen, d. h., dass eine pH-Wert-Differenz von 0,6 immer ein Verhältnis der H⁺-Ionenkonzentation von 4:1 beschreibt:

$$ \begin{array}{*{20}l} {{{\text{pH}}\;6,8/{\text{pH}}\;7,4 \approx 160/40\;{\text{nmol}}/{\text{kg}}\;{\text{H}}_{2} {\text{O}} = 4:1\;{\text{und}}} \hfill} \\ {{{\text{pH}}\;7,4/{\text{pH}}\;8,0 \approx 40/10\;{\text{nmol}}/{\text{kg}}\;{\text{H}}_{2} {\text{O}} = 4:1} \hfill} \\ \end{array} $$

pK-Wert

Der pK-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Dissoziationskonstante K_a einer Säure oder K_b einer Base:

$$ \log \frac{{{\left[ {{\text{Base}}} \right]} \cdot {\left[ {{\text{H}}^{ + } } \right]}}} {{{\left[ {{\text{S $ {\ddot a} $ ure}}} \right]}}} = \log \;{\text{K}}_{{\text{a}}} = {\text{pK}} $$

Ein Puffer arbeitet optimal, wenn gilt: pK_Puffer=pH, da hierbei das Puffersystem zu 50% dissoziiert ist und sowohl im sauren als auch im basischen Bereich gleichwertig abpuffern kann.

Auch reines Wasser ist zu einem sehr kleinen Teil dissoziiert. Hierbei gilt:

$$ \frac{{{\left[ {{\text{OH}}^{ - } } \right]} \cdot {\left[ {{\text{H}}^{ + } } \right]}}} {{{\left[ {{\text{H}}_{2} {\text{O}}} \right]}}} = {\text{konstant}} $$

Der Zähler entspricht dem Ionenprodukt des Wassers, das mit dem Symbol K‘ gekennzeichnet wird. Bei 22°C gilt:

$$ {\left[ {{\text{OH}}^{ - } } \right]} \cdot {\left[ {{\text{H}}^{ + } } \right]} = {\text{{K}\ifmmode{'}\else$'$\fi}} = 10^{{ - 14}} $$

Der negative dekadische Logarithmus von K‘ wird mit pK‘ bezeichnet. Somit gilt bei 22°C:

$$ {\text{p{K}\ifmmode{'}\else$'$\fi}} = 14 $$