HC6: Zuren, basen en buffers

Algemene informatie

• Welke onderwerpen worden behandeld in het hoorcollege?
  • In dit college wordt uitgelegd wat zuren, basen en buffers zijn en welke rol zij spelen in het menselijk lichaam
• Welke onderwerpen worden besproken die niet worden behandeld in de literatuur?
  • Alle onderwerpen in dit college worden ook behandeld in de literatuur
• Welke recente ontwikkelingen in het vakgebied worden besproken?
  • Er zijn geen recente ontwikkelingen besproken
• Welke opmerkingen worden er tijdens het college gedaan door de docent met betrekking tot het tentamen?
  • Er zijn geen opmerkingen over het tentamen gemaakt
• Welke vragen worden behandeld die gesteld kunnen worden op het tentamen?
  • Er zijn geen mogelijke vragen behandeld

Zuren en basen

Zuren en basen zijn elkaars tegenovergestelde:

• Zuur
  • H⁺ is de donor
  • pH < 7
• Base
  • H⁺ is de acceptor
  • pH > 7

De pH is de graad voor zuren en basen:

• pH = - log10[H⁺]
• Hierbij is voor het gemak een pH-schaal ontworpen: ∆pH
• Bij een verandering van ~0,3 is: ∆[H⁺] factor 2
  • Als de pH van een oplossing van 6 naar 3 daalt, is de [H⁺] (2¹⁰) keer zo groot
  • Bij een pH van 2 zijn er 10.000.000.000 keer zoveel H⁺ ionen als OH^- ionen
• Het lichaam moet ervoor zorgen dat de pH rond de referentiewaarde (7,35-7,45) blijft
• pH + pOH = 14

Reactieverloop:

Een reactie tussen zuren en basen kan op verschillende manieren verlopen:

• Sterk zuur + sterke base → aflopend
  • HCl + NaOH → H₂O + NaCl
• Sterk/zwak zuur + sterke/zwakke base → vrijwel aflopend
• Zwak zuur + zwakke base → evenwichtsreactie
  • CH₃COOH + NH₃ <-> CH₃COO- + NH₄⁺
• Zeer zwak zuur + zeer zwakke base → nauwelijks reactie

Buffers

Een buffer vangt schommelingen in de zuurgraad van een oplossing op. Bij de toevoeging van een hoeveelheid zuur of base aan een buffer, zal bij een goede bufferwerking de pH weinig veranderen. Bij buffers is er sprake van een evenwichtsreactie (zwak zuur + zwakke base). Buffers kunnen protonen opnemen of afgeven:

• HB⁽ⁿ⁺¹⁾<-> Bⁿ+ H⁺
• K = ([Bⁿ][H⁺])/[HB⁽ⁿ⁺¹⁾]
  • K = de dissociatieconstante: de evenwichtsconstante van deze reactie
  • Bⁿ= de geconjugeerde base
  • HB⁽ⁿ⁺¹⁾= het geconjugeerde zuur

Henderson-Hasselbach vergelijking:

Hieruit volgt de Henderson-Hasselbach vergelijking:

• pH = pK + log([Bⁿ]/[HBⁿ⁺¹]) → pH = pK + log ([geconjugeerde base]/[zuur])
• Voor een fosfaatbuffer: pH = pK + log(HPO₄^2-/H2PO₂^-)
• Voor een bicarbonaatbuffer: pH = pK + log (HCO₃^-/αPCO₂)

Toevoegen van een zuur of base:

• H⁺+ Cl^-+ Bⁿ→ HB⁽ⁿ⁺¹⁾+ Cl^-
  • De base buffert het zuur
• Na⁺+ OH^-+ HBⁿ⁺¹→ Na⁺+ Bⁿ+ H2O
  • Het zuur buffert de base
• Buffercapaciteit β = (∆[sterke base])/( ∆[pH]) = - ∆[sterk zuur]/ ∆[pH]
  • bbloed = 25 mM/pH unit
    • mM/pH unit in afwezigheid van bicarbonaat
  • bplasma = 5
    • Plasma is bloed zonder cellen

Buffers in het bloed:

In het bloed zijn twee soorten buffers:

• Bicarbonaatbuffers
  • De CO₂/HCO₃^- buffer kan als een open buffersysteem worden beschouwd als CO₂ de weefsels en longen makkelijk kan verlaten → het kan de bloedbaan verlaten
• Niet-bicarbonaatbuffers
  • Titreerbare groepen aan eiwitten (bijv. hemoglobine)
  • Eiwitten kunnen de bloedbaan niet makkelijk verlaten → vormen een gesloten systeem

Hemoglobine bepaalt de buffercapaciteit in het bloed:

• Bestaat uit 4 ketens die ieder 38 histidines bevatten
• Bevat een ringstructuur → imidazolen (zure en basische vorm)
• Vervoert zuurstof
• Heeft in basische vorm de grootste affiniteit voor zuurstof
• Als CO₂ niet kan ontsnappen, bijv. als weefsel slecht of niet is doorbloed, neemt de buffercapaciteit af

Urine bevat ook buffersystemen:

• Ammoniumbuffer
• Fosfaatbuffer
• Bicarbonaatbuffer

Per dag wordt door het lichaam 15 mol CO₂ uitgeademd. Ook wordt 70 mmol H⁺ verwijderd door de nieren. De buffers hiervoor zijn:

• Fosfaat (6,8)
• Ammonium (9,2)
• Bicarbonaat (6,1)
• Creatinine (5,0)
• Urinezuur (5,8)

Dit is afhankelijk van de urine pH en de beschikbaarheid.

Buffercapaciteit:

Gesloten en open buffersystemen hebben een verschillende buffercapaciteit (b):

• Gesloten systemen
  • Totale buffercapaciteit van eiwitten en fosfaten = 25 mmol/pH
  • In een gesloten systeem kan CO₂ niet kan ontsnappen → het weefsel wordt slecht doorbloed (ischemie) en de buffercapaciteit (b) neemt sterk af
  • β_gesloten= 2,3[TB] ([H⁺] x K])/(H⁺+ K])²
    • Waarin [TB] = de totale bufferconcentratie
    • Hoe groter [TB], des te groter β
    • De buffercapaciteit is dus maximaal als [H⁺] = K, dus als pH = pK
    • Voor iedere buffercapaciteit in het bloed is er een curve, die samen in één figuur gezet kunnen worden
      • Tandradmodel: iedere verandering in [H⁺] wijzigt de verhouding van ongeprotoneerde en geprotoneerde componenten van alle buffers
        • Er is een isohydrisch principe: voor elke buffer die aanwezig is geldt dezelfde pH (alle buffers absorberen protonen)
      • De top van de buffercapaciteit voor elke buffer ligt op een andere plek, deze wordt namelijk bepaald door de pK, die specifiek is voor elke buffer
        • De maximale buffercapaciteit van het bloed is ongeveer 25 mM/pH unit
• Open systemen
  • Totale buffercapaciteit van een bicarbonaat = 2,3 [HCO₃^-] = 55 mmol/pH
  • De reactie hierbij is: H₂O + CO₂ <-> H₂CO₃ <-> H⁺+ HCO₃^-
    • Als er H⁺wordt toegevoegd, wordt er CO₂ gevormd, wat vervolgens wordt uitgeblazen
    • Als CO₂ niet kan ontsnappen, bijv. als het weefsel slecht of niet wordt doorbloed (ischemie), neemt bdramatisch af → βHCO₃^-gesloten is slechts 14 mM/pH unit
  • Een open buffersysteem is sterker, omdat de pCO₂ en HCO₃^- kunnen worden aangepast waardoor de effectiviteit toeneemt

De buffercapaciteit is maximaal als [H⁺] = K, dus als pH = pK.

Concluderend:

• In een open systeem wordt de buffercapaciteit exponentieel groter met de pH
• In een gesloten systeem bereikt de buffercapaciteit een maximum bij de pK
• De bicarbonaatconcentratie in het bloed is 24, de pH van het bloed is 7,4
• De totale buffercapaciteit van het bloed is:
  • Eiwitten/fosfaten: ongeveer 25 mmol/pH unit
  • Bicarbonaatbuffer: ongeveer 55 mmol/pH unit