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Blutgasanalyse

Die Blutgasanalye (kurz BGA) ist ein Verfahren zur Messung der Gasverteilung (Partialdruck) von O2 (Sauerstoff), CO2 (Kohlendioxyd) sowie des pH-Wertes und Säure-Basen-Haushaltes im Blut.

Die BGA geht auf die Notwendigkeit der Überwachung und Steuerung von Beatmungsparametern zurück und wurde in den sechziger Jahren in ihrer Grundform entwickelt. Im Laufe der Jahre kamen weitere Werte hinzu: Hämoglobin, Bikarbonat, Lactat usw.

Inzwischen dient die Blutgasanalye der Überwachung vieler Patienten mit Atmungsstörungen und Sauerstoffmangel (etwa bei chronisch obstruktiver Lungenerkrankung oder Mukoviszidose).

Abnahme

  • Kapilläre Entnahme aus Haargefäßen, meist aus dem Ohrläppchen: Das Ohrläppchen muss gut durchblutet sein. Hierzu wird es vor der Entnahme gerieben und sanft massiert. Dann wird eine durchblutungsfördernde Salbe, wie z.B. Rubriment® eingerieben und so "arterialisiert". Nach der Punktion mit einer Lanzette wird das Blut mit einer Glaskapillare entnommen und in ein Analysegerät gegeben. Alternative Abnahme: Fingerkuppen.
  • arterielle Entnahme, hohe Aussagekraft: meist aus Arteria radialis, ulnaris oder femoralis. Sofern kein arterieller Zugang vorhanden, in jedem Fall ärztliche Aufgabe.
  • Gemischtvenöses Blut aus der Arteria pulmonalis
  • Venöses Blut: hat wenig/kaum Aussagekraft, da sich je nach Abnahmeort der Sauerstoffgehalt stark unterscheidet

Normwerte (arteriell) bei Erwachsenen

pH = 7,36–7,44; <7,36: Azidose (Übersäuerung); >7,44: Alkalose (Basifizierung)

pO2 = 83–108 mm Hg (Sauerstoff-Partialdruck) (70 bis 100 mmHg/ 9,5 bis 13,3 kpa)

saO2 = 95–99 % (Sauerstoffsättigung)

pCO2 = 40 mm Hg (Kohlendioxyd-Partialdruck); weniger: Hyperventilation; mehr: Hypoventilation

HCO3(act) = 21–26 mmol/L (aktuelles Bicarbonat)

HCO3(std) = 23–27 mmol/L (Standard–Bicarbonat)

BE (Basendefizit, Basenabweichung oder Basenexcess) = 0 mval/l (-2 bis +3 mmol/l)

Normwerte (Neugeborene / Säuglinge / Kinder )

pH = 7,20–7,41 (Neugeborenes 1. Tag)

pH = 7,34–7,45 (Neugeborenes 10–90 Tage)

pH = 7,38–7,45 (Neugeborenes 4–12 Monate)

pCO2 = 29,40–60,6 mmHg (4,00–8,00 kPa) (Neugeborenes 1. Tag)

pCO2 = 26,50–42,5 mmHg (3,50–5,70 kPa) (Neugeborenes 10–90 Tage)

pCO2 = 27,00–39,8 mmHg (3,60–5,30 kPa) (Neugeborenes 4–12 Monate)

pO2 = 16,40–35,0 mmHg (2,2–4,7 kPa) (Vena umbilicalis)

pO2 = 70,00–85,0 mmHg (9,3–11,4 kPa) (Neugeborenes 10–90 Tage)

Interpretation

Ein ph-Wert unter 7,4 entspricht einer Übersäuerung, ein pH-Wert über 7,4 einer Basifizierung. Geht die ph-Veränderung mit einer gleichgerichteten Veränderung des Kohlendioxyds (Azidose und Hypoventilation oder Alkalose und Hyperventilation) einher, so handelt es sich um eine atmungsbedingte (respiratorische) Störung. Besteht bei der Veränderung des ph-Werts dagegen ein gleichläufig verändertes Bikarbonat, so handelt es sich um eine stoffwechselbedingte (metabolische) Störung.

Azidose

Eine Azidose ist ein Zustand der Übersäuerung des menschlichen (oder tierischen) Körpers.

Liegt der pH-Wert im Blut unterhalb von 7,36 spricht man von einer Azidose. Der Referenzwert liegt je nach Labor bei 7,36 bis 7,44. Liegt er darüber, so spricht man von einer Alkalose.

Wesentliche Ursachen

  • bei der respiratorischen Azidose eine zu geringe Abatmung von Kohlendioxid
  • bei der metabolischen Azidose die Ansammlung von zuviel sauren Stoffwechselprodukten im Blut, wie z. B. bei einer entgleisten Zuckererkrankung oder einer chronischen Nierenerkrankung. Der pH-Wert sinkt ab, wenn die Pufferkapazität des Blutpuffers (siehe Säure-Basen-Haushalt) gegen Säuren erschöpft sind. Dies führt zu einem plötzlichen starken Absinken des pH-Wertes und eine akute Übersäuerung tritt auf. Dabei handelt es sich oft um eine akut lebensbedrohliche Erscheinung.
  • Anaerobe Glycolyse (z. B. aufgrund von Sauerstoffmangel) und die vermehrte Bildung von Ketokörpern (durch Insulinmangel) führen im Gewebe zu einem Anstieg der Konzentration von sauren Stoffwechselprodukten (Laktat, Ketokörper) und so zu einer Gewebsazidose. Sie wird u. a. beim Schock, beim Herzstillstand, beim diabetischen Koma und bei schweren Durchblutungsstörungen beobachtet, vorübergehend und ohne Krankheitswert auch in der Muskulatur nach anaerober körperlicher Maximal-Belastung.

Nachweis

Die Azidose wird anhand einer Blutgasanalyse nachgewiesen. Anhand der Messwerte für Bikarbonat und Kohlendioxid-Partialdruck kann zwischen einer respiratorischen und einer metabolischen Störung unterschieden werden. Eine respiratorische Azidose erkennt man an einem erhöhten CO2-Partialdruck (PCO2), bei einer metabolischen Azidose ist die Bicarbonatkonzentration erniedrigt.

Metabolische (stoffwechselbedingte) Azidose

Als Metabolische Azidose bezeichnet man in der Medizin und Veterinärmedizin eine stoffwechselbedingte Übersäuerung des Blutes und des Körpers.

Ursachen

Die häufigsten Ursachen einer metabolischen Azidose sind

  • Niereninsuffizienz oder isolierter tubulärer H+-Sekretionsdefekt der Nieren (renale Azidose oder Retentionsazidose),
  • diabetische Stoffwechselentgleisung mit Ketoazidose beim absoluten Insulinmangel,
  • Urämie,
  • Vergiftung mit sauren Substanzen wie beispielsweise Acetylsalicylsäure, dem Wirkstoff von Aspirin.
  • Verlust an körpereigenen Basen, z.B. bei Diarrhoe, Dünndarmfistel
  • Überschwemmung des Organismus mit sauren Metaboliten, bei
  • Beeinträchtigung der Nierenfunktion, dadurch verminderte H+Ionen-Ausscheidung:

Ein Mangel an säurebindendem Bikarbonatpuffer führt zur metabolischen Azidose – metabolisch deshalb, weil die Ursache nicht in der Atmung , sondern im Stoffwechsel(Metabolismus) begründet liegt. Die häufigste metabolische Azidose ist die diabetische Ketoazidose: Der Diabetiker gewinnt bei Insulinmangel, da er keine Glucose verwerten kann, Energie durch verstärkte Verbrennung von Fettsäuren. Bei diesem verstärkten Fettabbau entstehen Ketonkörper, die große Mengen von Bicarbonatpuffer binden. Der daraus entstehende relative Mangel an Bicarbonat führt zur Übersäuerung des Blutes.

Erkennung

Ein Patient mit metabolischer Azidose fällt vor allem durch seine verstärkte, tiefe und beschleunigte Atmung auf (sogenannte Kussmaul-Atmung). Bei der Ketoazidose des Diabetikers kann man meist auch einen fruchtartigen Acetongeruch in der Atemluft bemerken. Entscheidend für die Erkennung und Quantifizierung der metabolischen Azidose ist die Blutgasanalyse. Aus dem Basendefizit, dem pH-Wert und dem CO2 -Partialdruck lässt sich leicht das Ausmaß der metabolischen Azidose und das Ausmaß der respiratorischen Kompensation des Körpers erkennen.

Therapie

Durch die Gabe von Insulin kann bei der diabetischen Ketoazidose sehr schnell eine Besserung erzielt werden. Zu beachten ist hier auch die ausreichende Flüssigkeits- und Elektrolytzufuhr. Bei der Urämie muss eine Dialyse angestrebt werden. Durch die Gabe von Natriumhydrogencarbonat oder anderen Puffersubstanzen kann man versuchen, die Stoffwechselentgleisung der metabolischen Azidose zumindest vorübergehend zu begrenzen.

respiratorische Azidose

Eine respiratorische Azidose („atmungsbedingte Übersäuerung“) tritt immer dann auf, wenn die Abatmung von Kohlendioxid gestört ist und sich damit Kohlendioxid bzw. Bikarbonat und Wasserstoffionen im Körper ansammeln. Dies tritt zum Beispiel bei Lungenfunktionsstörungen oder bei medikamentös verursachten vermindertem Atemantrieb (Atemdepression) auf.

In ausgeprägten Fällen ist der Patient zyanotisch („blaue Lippen“) und hat Atemnot. Durch den „Stau“ des sauren Kohlendioxids kommt es zur Azidose. Kompensatorisch reagieren die Nieren mit vermehrter Wasserstoffausscheidung.

  • Kompensation durch Hyperventilation
  • entsteht durch erschwerte O2-Aufnahme und CO2-Abgabe
  • Herz-Lungenerkrankungen
  • Einschränkung der Lungenventilation bei
  • Störung des mechanischen Apparates

Alkalose

Unter Alkalose versteht man einen zu hohen pH-Wert des menschlichen (oder tierischen) Körpers.

Liegt der pH-Wert im Blut über 7,44 spricht man von einer Alkalose. Der Normalwert liegt bei pH 7,35 - 7,44. Unter diesem Grenzwert spricht man von einer Azidose.

Einteilung

  • Ein pH-Wert über 7,7 ist in der Regel tödlich.
  • Die respiratorische Alkalose entsteht durch exzessive Abatmung von Kohlendioxid bei einer Hyperventilation des Patienten.
  • Gründe für eine metabolische Alkalose können Verlust von H+-Ionen bei Erbrechen von saurem Mageninhalt, massive Zufuhr alkalischer Substrate (z. B. Bicarbonat), eine diuretische (harntreibende) Therapie oder auch Störungen der Nierenfunktion sein. Definitionsgemäß liegt eine metabolische Alkalose dann vor, wenn ein zu großer Basenüberschuss in der Blutgasanalyse nachgewiesen wird (ein Standard-Bikarbonat-Wert über 25 mmol/l).


Respiratorische Alkalose

Unter einer respiratorischen Alkalose versteht man einen durch die Atmung (respiratorisch) verursachten Anstieg des Blut-pH-Wertes über 7,43 (Alkalose).

Ursachen

Durch Überreizung des Atemzentrums wird zu viel ein- und ausgeatmet (Hyperventilation) und damit zu viel Kohlendioxid abgeatmet. Der CO2-Partialdruck in den Alveolen und im (arteriellen) Blut sinkt damit ab, da es zu einer Verschiebung des Puffergleichgewichts CO2 + H20 <--> H2CO3 --> H+ + HCO3- nach links und damit zum „Verbrauch” von H+ (Säure) kommt.

Zu einer Hyperventilation kommt es häufig durch psychische Einflüsse (v.a. bei jüngeren Frauen), aber auch z.B. in großer Höhe, da der gesunkene Sauerstoff-Partialdruck durch ein erhöhtes Atemminutenvolumen ausgeglichen wird.

Gefahr

Bei einer (respiratorischen) Alkalose kann es zu Muskelkrämpfen, sog. Hyperventilationstetanien kommen. Dies kann bis zur Bewusstlosigkeit führen.

Therapie

Bei psychisch bedingter Hyperventilation hilft es häufig, die betroffene Person zu beruhigen und zu einer bewussten (langsameren) Atmung anzuhalten. Gelingt dies nicht, kann die Rückatmung über die Hände oder sogar einen Plastikbeutel versucht werden (hier ist sehr behutsam vorzugehen!). In schweren Fällen muss der Patient sediert werden, z.B. mit Midazolam oder Valium.


Metabolische Alkalose

Unter einer metabolischen Alkalose (auch nichtrespiratorische Alkalose) versteht man einen durch den Stoffwechsel (metabolisch) bedingten Anstieg des Blut-pH-Wertes über 7,43 (Alkalose).

Ursachen

Bei Erbrechen oder Magendrainage (absondern von Mageninhalt) kann es durch den Verlust von (Wasserstoff- und Chloridionen der) Magensäure zu einer metabolischen Alkalose kommen.

Physiologische Kompensationsmechanismen

Die Faustregel, dass metabolisch bedingte Entgleisungen des Säure-Basen-Haushaltes respiratorisch ausgeglichen werden und umgekehrt, ist im Fall der metabolischen Alkalose problematisch. Zum Ausgleich wäre eine Hypoventilation nötig, um den Kohlenstoffdioxid-Partialdruck in der Alveolarluft und im Blut zu erhöhen und so dass Gleichgewicht des Bikarbonatpuffers
(CO2 + H20 --> H2CO3 --> H+ + HCO3-) nach rechts zu verschieben. Dies würde zu einer "Ansäuerung" des Blut-pH führen und so die Alkalose ausgleichen.

Aufgrund des Sauerstoffbedarfs des Organismus ist eine Hypoventilation aber nur in sehr begrenztem Umfang möglich, so dass eine metabolische Alkalose durch Aussscheidung von Bikarbonat (Base) renal kompensiert wird.

Therapie

Therapeutisch steht die Korrektur der in der Regel starken Elektrolytstörung im Vordergrund

Blutpuffer

Als Blutpuffer wird das sehr komplexe Puffersystem des Blutes bezeichnet, das den pH-Wert des Blutes in engen Grenzen abpuffert. Der eingestellte pH-Wert liegt bei 7,4 (7,37 bis 7,43). Liegt der pH-Wert tiefer, so spricht man von einer Azidose, liegt er höher von einer Alkalose.

Der Blutpuffer entsteht durch das Zusammenwirken von 4 Puffersystemen im Blut:

Kohlensäure-Hydrogencarbonatpuffer (knapp 75% der Gesamtpufferkapazität des Blutes):

H2CO3 ↔ H+ + HCO3-

Phosphatpuffer (rund 1% der Gesamtpufferkapazität des Blutes, ist intrazellulär von großer Bedeutung):

H2PO4- ↔ H+ + HPO42-

Proteinatpuffer (rund 1% der Gesamtpufferkapazität des Blutes): Plasmaproteine wirken wegen ihres amphoteren Charakters als Puffer

Hämoglobin (knapp 25% der Gesamtpufferkapazität des Blutes): Im Sauerstoffkreislauf wirkt der rote Blutfarbstoff als Puffer.

Hb·H+ + H20 ↔ H3O+ + Hb

Säure-Basen-Haushalt ist die allgemeine Bezeichnung für diverse physiologische Regelmechanismen. Sie halten den Ablauf der notwendigen Stoffwechselvorgänge bei einem pH-Wert von 7,4 (±0,05) im Blut aufrecht. Zur Regulierung des Säurebasengleichgewichts tragen die Puffereigenschaften des Blutes und der Gewebe sowie der Gasaustausch in der Lunge und der Ausscheidungsmechanismen der Niere bei. Störungen im Säure-Basen-Haushalts des Körper führen zu Azidose (Übersäuerung) oder Alkalose (Untersäuerung) und wirken sich lebensbedrohlich aus.

Stoffwechselvorgänge

Eine Änderung des pH-Werts im Blut kann verschiedene Gründe haben. In Frage kommen z.B. die Aufnahme von "saurer" (Fleisch, Käse, Getreide) oder "basischer" (Obst, Gemüse) Nahrung, die Ausscheidung saurer oder basischer Valenzen mit Urin und Stuhl und in erster Linie die Produktion von CO2, Kohlendioxid, im Energiestoffwechsel.

CO2 als Endprodukt der biologischen Oxidation fällt insbesondere bei körperlicher Arbeit in großen Mengen an. Im Blut reagiert es mit Wasser unter Bildung von Kohlensäure und Wasserstoff-Ionen:

CO2 + H2O <===> H2CO3 <===> H+ + HCO3-

Puffersysteme

Die Aufgabe der Teil-Puffersysteme in unserem Blut ist die Konstanthaltung des pH-Werts. Sie werden unter dem Namen Blutpuffer zusammengefasst. Die Pufferkapazität eines Systems beschreibt die Menge an Säure bzw. Base, die hinzugegeben werden muss, um den pH-Wert zu ändern. Je größer die Pufferkapazität, desto stabiler ist das System gegenüber Änderungen des pH-Werts. Im Allgemeinen hat ein System seine größte Pufferkapazität im Bereich seines pK-Wertes. Für das Blut bedeutet das, dass der pK-Wert eines Puffersystems möglichst nah beim gewünschten pH = 7,4 liegen sollte. Weiterhin wichtig ist die Konzentration des Puffersystems.

  • Das bedeutendste Teil-Puffersystem im Körper ist das Bikarbonat-Puffersystem. Obwohl sein pK ungünstig bei 6,1 liegt, ist es von großer Bedeutung, weil es ein offenes System ist: Über die Atmung kann ständig CO2 abgegeben werden; die Menge lässt sich sogar variieren (siehe Hypoventilation bzw. Hyperventilation). Auch HCO3- kann den Bedürfnissen entsprechend über die Nieren und indirekt über die Leber ausgeschieden werden.
  • Die anderen Teil-Puffersysteme werden wegen ihrer geringeren Bedeutung oft als Nicht-Bicarbonat-Puffer, NBP, zusammengefasst. Es sind geschlossene Systeme, die Gesamtkonzentration der Puffersubstanzen kann sich nicht schnell ändern.

Störungen

  • Eine Alkalose liegt bei einem Blut-pH-Wert > 7,45 vor.
  • Eine Azidose liegt bei einem Blut-pH-Wert < 7,35 vor.

CO2 + H2O <===> H2CO3 <===> H+ + HCO3-

An der Formel kann man erkennen, dass ein Anstieg der Konzentration von CO2 auf der linken Seite zum Anstieg der Konzentrationen von Bikarbonat (HCO3-) und H+ führt ==> Azidose.

Verstärktes "Abatmen" von CO2 (Hecheln nach dem Joggen) verringert in der Folge die Konzentrationen von Bikarbonat (HCO3-) und H+ ==> Alkalose.

Eine Azidose ohne Krankheitswert tritt z.B. bei schwerer körperlicher Arbeit auf, da die Muskulatur zum einen direkt die Säure Lactat freisetzt, zum anderen, weil die CO2-Produktion stark zunimmt

Ebenfalls ohne Krankheitswert ist die respiratorische Höhenalkalose. Besteigt man einen Berg, wird die Luft sprichwörtlich "dünner" (siehe Barometerformel). Um trotzdem genug Sauerstoff einzuatmen, muss die Atemfrequenz und Atemtiefe gesteigert werden. Dabei kann man nicht verhindern, dass automatisch auch mehr CO2 abgeatmet wird und nach obiger Formel der Blut-pH ansteigen wird.

Je nachdem, ob die Ursache einer Azidose bzw. Alkalose bei der Atmung (= Respiration) zu suchen ist, spricht man von

  • respiratorischen und
  • nicht-respiratorischen (synonym: metabolischen) Störungen .

Parameter zur Beurteilung

Folgende Parameter werden in der Klinik herangezogen, um eine Azidose bzw. Alkalose auf ihren Ursprung hin zu klassifizieren und herauszufinden, inwiefern der Körper diese (teilweise) kompensiert.

Standard-Bikarbonat

Um das Standardbikarbonat zu bestimmen, muss das Probenblut bei 37°C, 100% Sauerstoffsättigung und einem CO2-Partialdruck von 40 mm Hg untersucht werden.

Base Excess und Gesamtpufferbasen

Gesamtpufferbasen:

  • Summe aus Standard-Bikarbonat und allen weiteren basischen Puffern im Blut. Referenzwert für 100% mit Sauerstoff gesättigtes Blut: 48 mmol/l
  • verändert sich nicht bei respiratorischen, dafür aber bei nicht-respiratorischen Störungen.

Base Excess:

  • kennzeichnet die Abweichung vom Referenzwert der Gesamtpufferbasen. "+1" bedeutet also einen Wert der Gesamtpufferbasen in Höhe von 49 mmol/l.
  • positive Werte: metabolische Alkalose
  • negative Werte: metabolische Azidose

aktuelles Bikarbonat

Über die Henderson-Hasselbalch-Gleichung stehen der pH-Wert, der CO2-Partialdruck und die aktuelle Bikarbonatkonzentration im Blut im Zusammenhang. Werden pH und PCO2 gemessen, kann das aktuelle Bikarbonat daraus errechnet werden.

  • geringe diagnostische Bedeutung, weil es sowohl bei respiratorischen, wie auch bei nicht-respiratorischen Störungen vom Standard-Bikarbonat abweicht.

Normalwerte

pH 7,35 - 7,45
PCO2 32 - 45 mm Hg
aktuelles HCO3- 20 - 27 mmol/l
Standard HCO3- 21 - 26 mmol/l
Gesamt Pufferbasen BB 42 - 54 mmol/l
Base Excess BE (-3) - (+3)

pH-Wert

Der pH-Wert ist ein Maß für die Stärke der sauren bzw. basischen Wirkung einer Lösung. Als logarithmische Größe ist er durch den negativen Zehnerlogarithmus der Oxoniumionenkonzentration (genauer: der Oxoniumionenaktivität) definiert. Der Begriff leitet sich von pondus Hydrogenii oder potentia Hydrogenii (lat. pondus, m. = Gewicht; potentia, f. = Kraft; hydrogenium, n. = Wasserstoff) ab.

  • pH < 7 entspricht einer sauren Lösung
  • pH = 7 entspricht einer neutralen Lösung
  • pH > 7 entspricht einer alkalischen Lösung

Messung des pH-Wertes

Grundsätzlich gibt es zwei Wege den pH-Wert festzustellen:

1.) mit elektrischen Messgeräten (pH-Meter) kann man den pH-Wert ganz genau feststellen
Hierbei werden zwei bestimmte Typen von Elektroden (eine aus einem galvanischen und eine aus einem nichtgalvanischen Material) in eine saure bzw. basische Flüssigkeit eingetaucht. Somit entsteht eine galvanische Zelle, deren elektromotorische Kraft (d.h. die entstehende Spannung) gemessen wird.
2.) durch die Farbreaktionen eines Indikators kann man ungefähre Werte ablesen
Mit einem Universal-Indikator kann der pH-Wert zwar nur ungefähr, dafür aber vergleichsweise günstig, festgestellt werden. Dazu sind auf diesem verschiedene Chemikalien aufgebracht, die mit den H+- und OH--Ionen reagieren und sich verfärben. Den pH-Wert ermittelt man aus dem Vergleich mit einer Farbskala. Es gibt auch Indikatoren für bestimmte pH-Bereiche.


pH-Werte einiger gebräuchlicher Lösungen
Substanz pH-Wert Art
Batteriesäure -0,5 Sauer
Magensäure 2,0
Zitronensaft 2,4
Cola 2-3
Fruchtsaft der Schattenmorelle 2,7
Essig 2,9
Orangen- und Apfelsaft 3,5
Wein 4,0
Saure Milch 4,5
Bier 4,5 – 5,0
Saurer Regen <5,0
Kaffee 5,0
Tee 5,5
Regen (natürlicher Niederschlag) 5,6
Mineralwasser 6,0
Milch 6,5
Reines (destilliertes) Wasser 7,0 Neutral; leicht sauer
Menschlicher Speichel 6,5 – 7,4 Sauer bis basisch
Blut 7,34 – 7,45 Basisch
Meerwasser (aktuell) 8,05
Meerwasser (vorindustriell) 8,16
Darmsaft 8,3
Seife 9,0 – 10,0
Haushalts-Ammoniak 11,5
Bleichmittel 12,5
Beton 12,6
Natriumhydroxid (Ätznatron) 13,5

Für die Farbgebung des Universal-Indikators werden verschiedene Stoffe verwendet, die sich bei jeweils unterschiedlichen pH-Werten verfärben. Dazu gehören etwa Lackmus (pH < 4,5 = Rot; pH > 8,3 = Blau), Phenolphthalein (pH < 8,2 = Farblos; pH > 10,0 = Pink), Methylorange (pH < 3,1 = Rot; pH > 4,4 = Gelb) und Bromthymolblau (pH < 6,0 = Gelb; pH > 7,6 = Blau).

Definition

Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Aktivität der Oxoniumionen <math>a_{H_3O^+}</math>:

<math>\mathrm{pH = - \lg a_{H_3O^+}}</math>

Die Aktivität ist dabei in diesem Fall über das chemische Potential definiert und somit dimensionslos. Diese Definition des pH-Wertes wird bei einfachen Berechnungen jedoch selten verwendet. Vielmehr begnügt man sich aus Gründen der Vereinfachung mit der Näherung, dass die Oxoniumaktivität für verdünnte Lösungen gleich der Konzentration der Oxoniumionen (in <math>\mathrm{mol/dm^3}</math>) gesetzt wird:

<math>\mathrm{pH = - \lg a_{H_3O^+} = - \lg \left( \frac{\left[ H_3O^+ \right]}{mol/dm^3}\right)}</math>

Wie die Aktivitäten, ist somit auch der pH-Wert eine dimensionslose Größe.


pOH

Analog zum pH-Wert lässt sich auch ein pOH-Wert definieren, der im Gegenzug den negative dekadische Logarithmus der OH--Aktivität darstellt.

Die beiden Werte hängen über das Autoprotolysegleichgewicht zusammen:

<math>\mathrm{K_W = \frac{a_{H_3O^+}\cdot a_{OH^-}}{a_{H_2O}}}</math>
<math>\mathrm{-\lg K_W = -\lg a_{H_3O^+} - \lg a_{OH^-} + \lg a_{H_2O} = pH + pOH}</math>

Der Logarithmus der Aktivität von Wasser ist hier in etwa gleich null, da die Aktivität des Wassers für verdünnte Lösungen in etwa gleich eins ist, und fällt dadurch weg. Die Gleichgewichtskonstante ist unter normalen Bedingungen 10-14, der Zusammenhang zwischen pH und pOH-Wert ist also:

<math>\mathrm{pH + pOH = 14}</math>

Der pH-Wert bei anderen Lösungsmitteln

Eine Art „pH-Wert“ ist auch für andere protische Lösungsmittel (also solche, die Protonen übertragen können) definiert und beruht ebenfalls auf der Autoprotolyse dieser Lösungsmittel. Die allgemeine Reaktion lautet:

2LH Datei:Gleichgewicht.png LH2+ + L- (allg. Formulierung der Autoprotolyse)

  • LH2+ = Lyonium-Ion
  • L- = Lyat-Ion

Die Gleichgewichtskonstante K ist hier im allgemeinen kleiner als beim Ionenprodukt des Wassers.

Der pH-Wert ist dann folgendermaßen definiert (der Index p weist darauf hin, dass es sich nicht um wässrige, aber protische Lösungen handelt):

pHp = -lg [LH2+]
Einige Beispiele für die Autoprotolyse
(wasserfreie) Ameisensäure 2HCOOH Datei:Gleichgewicht.png HCOOH2+ + HCOO-
Ammoniak 2NH3 Datei:Gleichgewicht.png NH2- + NH4+
Eisessig 2CH3COOH Datei:Gleichgewicht.png CH3COO- + CH3COOH2+
Ethanol 2C2H5OH Datei:Gleichgewicht.png C2H5OH2+ + C2H5O-

Zusammenhang mit Säuren und Basen

Werden Säuren oder Basen in Wasser gelöst, geben diese durch die Dissoziation Wasserstoffionen ab und verändern dadurch den pH-Wert. Damit wird der pH-Wert zu einem Maß der Menge an Säuren und Basen in einer Lösung. Je nach Stärke der Säure oder Base dissoziiert sie zu einem größeren Anteil und verändert somit den pH-Wert drastischer.

Üblicherweise werden pH-Werte zwischen 0 (stark sauer) und 14 (stark alkalisch) angegeben. Das hat praktische Gründe, denn nahezu alle chemischen Reaktionen in wässriger Lösung laufen in diesem Bereich ab. pH-Werte können allerdings - wie auch aus der Definition hervorgeht - bei sehr starken Basen durchaus größer als 14 und bei sehr starken Säuren auch kleiner als 0 sein. Die pH-Skala wird nur begrenzt durch die Löslichkeiten von Säuren bzw. Basen in Wasser. So hätte zum Beispiel eine Natronlauge mit einem pH-Wert von 15 eine Konzentration von 10 mol NaOH pro Liter. Das entspricht rund 400 g gelösten NaOH in einem Liter Lauge, was durchaus möglich wäre. Ein pH-Wert von 16 wäre nicht mehr realisierbar, da 4 kg NaOH unmöglich in einem Liter Lauge gelöst sein können (100 mol/l).

Eine besondere Bedeutung haben Lösungen aus einer schwachen Säure mit einem ihrer Salze bei einem pH-Wert, der nah am Wert ihrer Säurekonstanten liegt. Solche Lösungen heißen Pufferlösung. Ihr pH-Wert ändert sich bei Zugabe von Säuren und Basen nur sehr geringfügig, solange, bis die Pufferkapazität erreicht ist. Das Gleiche gilt analog für schwache Basen mit ihren Salzen und ihrer Basenkonstante.

Lässt man Wasser an der Luft stehen, erfolgt die Aufnahme von Kohlenstoffdioxid, das in Wasser geringfügig löslich ist. Es bildet sich die sogenannte Kohlensäure:

<math>\mathrm{CO_2 + H_2O \to HCO_3^- + H^+}</math>

Ein pH-Wert von etwa 5 stellt sich ein. Dieser pH-Wert gilt als dermatologisch

Berechnung des pH-Wertes bei bekannter Konzentration an Säuren und Basen

Der pH-Wert lässt sich bei bekannter Konzentration an Säuren und Basen in einer wässrigen Lösung auch berechnen. So entspricht der pH-Wert starker Säuren dem negativen dekadischen Logarithmus der Konzentration der Säure, da man davon ausgeht, dass die Konzentration der Säure der der Oxoniumionen entspricht und die Autoprotolyse des Wassers außer Acht lässt.

Der pH-Wert von schwachen Säuren ist näherungsweise die Hälfte der Differenz von pKS-Wert und dem dekadischen Logarithmus der Säurekonzentration:

<math>\mathrm{pH} = \frac{1}{2} \, \left( pK_s - \lg \left[ S \right] \, \mathrm{\frac{dm^3}{mol}} \right)</math>

<math>[S]</math>: Konzentration der schwachen Säure in mol/l.

Diese Berechnungen können für das Herstellen von Lösungen mit einem bestimmten pH-Wert sehr hilfreich sein.

Für Lösungen einer Säure bzw. Base und ihrem entsprechenden Salz (siehe auch Pufferlösung) lässt sich der pH-Wert recht gut näherungsweise über die sogenannte Henderson-Hasselbalch-Gleichung berechnen.


Für mehrprotonige Säuren kann man näherungsweise den Wert für die erste Protolysestufe berechnen (niedrigster pKs-Wert) und verwenden, da die zweite Stufe meist nur einen deutlich geringeren Einfluss hat. Eine exakte Berechnung ist hier jedoch äußerst aufwendig, da man es mit einem System aus gekoppelten Gleichgewichten zu tun hat (Die Oxoniumionen aus der ersten Protolysestufe haben einen Einfluss auf die zweite und umgekehrt). Ahnlich kompliziert sieht es bei Gemischen aus mehreren Säuren und/oder Basen aus, eine exakte algebraische Lösung ist hier meist nicht mehr möglich und man muss die Gleichungen numerisch über iterative Verfahren lösen. Außerdem muss bei sehr hohen Konzentrationen an Säuren oder Basen beachtet werden, dass die Näherung nicht mehr gilt, dass die Aktivität der Oxoniumionen gleich ihrer Konzentration in mol/dm3 ist.

Temperaturabhängigkeit

pH-Werte verschiedener Lösungen sind temperaturabhängig. Dies soll am Beispiel einer 1 Molaren Phenollösung veranschaulicht werden. Angenommen die Temperatur der Lösung beträgt 30 °C. Der pKS-Wert von Phenol (PhOH) ist 10. Somit hat die Lösung einen pH-Wert von rund 4,5. Ändert sich die Temperatur, so können im wesentlichen drei Prozesse - unter Umstände gekoppelt - auftreten:

  1. Bei einer Temperaturerhöhung vergrößert sich das Volumen der Lösung. Dadurch verringert sich die molare Konzentration an Phenol. Somit steigt, wenn auch nur geringfügig, der pH-Wert. Analog dazu sinkt der pH-Wert bei einer Temperaturerniedrigung.
  2. Bei einer Temperaturabsenkung auf 20 °C hat Phenol eine geringere Löslichkeit in Wasser und es lösen sich nur noch ca. 0,9 mol/l. (Anm.: Es gibt natürlich auch Stoffe, die bei geringeren Temperaturen eine bessere Löslichkeit aufweisen) In diesem Fall steigt der pH-Wert ebenfalls auf rund 4,55.
  3. Auch die Gleichgewichtskonstante K für die Dissoziation von Phenol ist temperaturabhängig. Vergrößert sich K, so würde hier der pH-Wert sinken, und umgekehrt.
    <math>\mathrm{PhOH \begin{matrix} {}_{K \gg {}} \\ \to \\ {} \end{matrix} PhO^{-} + H^{+}}</math>

Von diesen drei Prozessen ist der dritte in aller Regel ausschlaggebend.

Alle Überlegungen würden im Grunde auch für eine Druckabhängigkeit des pH-Wertes gelten. Allerdings sind die Effekte dort bei weitem nicht so stark ausgeprägt und fast alle Reaktionen, bei denen der pH-Wert eine Rolle spielt, laufen bei Normaldruck oder in der Nähe davon ab. Eine Ausnahme bildet z. B. die Kohlensäure.

Bedeutung des pH-Wertes

Die Auswirkung des pH-Wertes auf das Wachstum von Pflanzen

Grundsätzlich beeinflusst der pH-Wert des Bodens die Verfügbarkeit der Nährsalze (zum Beispiel Eisenmangel bei neutralem und alkalischem pH-Wert). Zudem schädigen extreme pH-Werte die Pflanzenorgane (saurer Regen, Verätzungen).

Für den Nährstoffhaushalt von Pflanzen ist (neben Phosphor, Schwefel und Kali) Stickstoff von besonderer Bedeutung. Stickstoff wird fast immer in Form von wasserlöslichem Ammonium (NH4+ Ionen) oder häufiger als Nitrat (NO3- Ionen) aufgenommen. Ammonium und Nitrat stehen in Böden mit einem pH-Wert von 7 im Gleichgewicht. Bei sauren Böden überwiegen die NH4+ Ionen, bei alkalischen Böden überwiegen die NO3- Ionen.

Wenn nun eine Pflanze aufgrund der Durchlässigkeit der Wurzelmembranen nur NH4+ aufnehmen kann, ist sie an saure Böden gebunden und dementsprechend obligat acidophil (säureliebend). Wenn sie nur Nitrat NO3- aufnehmen kann, kann sie nur auf basenreichen Böden wachsen (obligat basophil). Wenn sie jedoch sowohl Ammonium, als auch Nitrat aufnehmen kann, kann sie sowohl auf sauren als auch auf basenreichen Böden wachsen. In Mineraldüngern wird Ammoniumnitrat (NH4NO3) verwendet, ein Salz aus Ammonium- und Nitrat-Ionen.

Viele Pflanzenarten bevorzugen einen bestimmten pH-Bereich. Wenn dieser Idealbereich nur leicht über- oder unterschritten wird, ist für die meisten Pflanzen ein normales Wachstum noch ohne weiteres möglich, zumal ein „falscher“ pH-Wert durch andere das Wachstum beeinflussende Faktoren ausgeglichen werden kann (zum Beispiel Sonneneinstrahlung, Nährstoffgehalt und so weiter).

Bei übermäßig hohem oder niedrigem pH-Wert sind die Nährstoffe im Boden festgelegt und stehen somit für die Pflanzen nur noch unzureichend zur Verfügung. Außerdem werden bei einem sehr niedrigen pH-Wert für Pflanzen giftige Stoffe des Bodens freigesetzt. Dazu gehören Aluminium- und Mangan-Ionen.

Die Bedeutung des pH-Wertes beim Menschen. Ein Beispiel:

Auch bei der menschlichen Fortpflanzung hat der pH-Wert eine entscheidende Bedeutung. Während das Scheidenmilieu zur Abwehr von Krankheitserregern sauer ist, hat das Sperma des Mannes einen basischen pH-Wert. Die beim Geschlechtsakt einsetzende Neutralisationsreaktion führt zu einem optimalen Milieu zur Bewegung der Spermien. Somit handelt es sich beim pH-Wert um keine abstrakte Größe, sondern um eine existenzielle „Größe“.

Auch die Haut des Menschen ist leicht sauer (pH-Wert 5,5). Dieser Säuremantel ist ein Schutz vor Krankheitserregern. Seifen, welche normalerweise basisch sind, „trocknen“ somit die Haut aus, weil sie die Säureschicht zerstören. Eine „pH-hautneutrale“ Seife hat deswegen keinen neutralen pH-Wert, sondern einen leicht sauren.


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