Auswahl-Kriterien bei EKZ-Produkten auf Basis technischer
Daten der Hersteller und Prioritäten der Kardiotechniker
R. Schmitt……………………………………………………………………………………… 74
1. European Workshop ………………………………………………………………… 82
Erste Erfahrungen mit Blutcardioplegie nach Buckberg
P. Eigel, H. Hopp, Th. Rösner, R. Silber……………………………………….. 84
Pressemitteilungen……………………………………………………………………… 88
52
Fortbildung
* Aus der Klinik für Anästhesiologie (Leiter: Univ.-Prof. Dr. med. W. Dick) der Johannes-Gutenberg-Universität, Lan-
genbeckstr. 1, D-6500 Mainz, F. R. G.
Die Blutgasanalyse
Teil I: Der Säure-Basen-Haushalt
F. O. Mertzlufft*, L. Brandt* und W. Nolden
Summary
On the suggestion of a “rond-table-discussion” on behalf of the German Society of Cardiac Surgery Perfusionists last year in
Fürstenfeldbruck, West Germany, the need for a basic review concerning “blood gas analysis” became apparent.
“Blood-gas-analysis” (BGA) nowadays combines the classical acid-base-status (pH, pCO^ BE) and the oxygen-status (pO^ sCfi
cOj, cHb, cCOHb, cMetHb, cHbF) as well as electrolytes, lactate, glucose, anion gaps and osmolarity for adaequate diagnostic
decisions, depending on the specific possibilities of the machines used.
In three chapters, therefore, physiological aspects of acid-base- (chapter I) and O2-status (chapter II) together with pathophysio
logical considerations ot both during extracorporal circulation (ECC) (chapter III) will be surveyed.
The topics of the following first part are the physiological basics of acid-base-status including definitions and important equa
tions, e. g. for pH, pK, Hendersond-Hasselbalch’s equation etc.
Furthermore the main principles of buffer-systems and compensation mechanisms will be discussed.
Einleitung
Die sogenannte „Blutgasanalyse“ (BGA) als ein entschei
dendes diagnostisches Verfahren ist wesentlicher Be
standteil der klinischen Routineüberwachung. Sie um
faßt jedoch im klinischen Alltag neben den Blutgasparti
aldrücken für Sauerstoff (pO2; mmHg) und Kohlendio
xid (pCO2; mmHg) auch immer noch primär die Bestim
mung des Säure-Basen-Status (pH. BE, pCO2) und —
nur fakultativ je nach Geräteausstattung — den Sauer
stoffstatus (Sauerstoffsättigung sO2 [%], Sauerstoffkon
zentration cO2 [ml/dl], Sauerstoffpartialdruck pO2,
[mmHg], Hämoglobinkonzentration cHB [g/dl], Oxy
hämoglobin O2Hb [%], Desoxyhämoglobin Hb [%], Car
boxyhämoglobinkonzentration cCOHb [%], Methämo-
globinkonzentration cMetHb [%] sowie Parameter des
Wasser- und Elektrolythaushaltes (z. B. K+, Na+, Ca++,
CI‘, Serumosmolarität, Glukose). Dabei muß man prin
zipiell gerätespezifisch unterscheiden zwischen tatsäch
lich gemessenen und rein berechneten oder abgeleiteten
Parametern:
— Bei den herkömmlichen klassischen „Blutgasanalysa
toren“ sind nur pH, pO2 und pCO2 Meßparameter,
neuere Laborgeräte messen je nach Hersteller wahlweise
zusätzlich noch Hämatokrit, Elektrolyte, Glukose und
Lactat; hingegen sind die Parameter Basenabweichung
(BA), Pufferbasen (BB), Anionenlücke (Anion-Gap;
AG), Hämoglobin-Konzentration (cHB), O2-Sättigung
(sO2) und O2-Gehalt (cO2) immer nur berechnete bzw.
abgeleitete Werte.
— Sollen mit der „Blutgasanalyse“ realistische Daten des
Sauerstoff-Status erhalten werden, müssen andere Gerä
te herangezogen werden:
CO- und Häm-Oxymeter zur Messung wichtiger Teilda
ten des O2-Status wie cHB, O2Hb, Hb, COHb (Car
boxyhämoglobin), MetHb (Methämoglobin) und HbF
(fetales Hämoglobin) und damit indirekt der sO2 oder,
die Oxystat-Technik zur Messung des Globalparameters
cO2 und der cHb und damit zum Erhalt einer exakt be
rechneten sO2.
Die „BGA“ kann im Grunde als ein bereits sehr altes dia
gnostisches Verfahren angesehen werden. Bereits 1831
lieferte O’Shaughnessy die ersten klinischen Beobach
tungen. Als Routine-Untersuchung hat sie jedoch erst
später, durch den technischen Fortschritt, Bedeutung er
langt. Der ständige Informationsaustausch zwischen kli
nischen Anwendern und medizin-technischer Industrie
hat dabei die Entwicklung von Systemen ermöglicht, die
heute innerhalb weniger Sekunden z.B. den kompletten
Säure-Basen-plus-Elektrolythaushalt zusammen mit der
Glucose, der Osmolarität, dem Hämatokrit und der An
ionenlücke ermitteln und darüber hinaus auch Teildaten
des O2-Status (sO2, cO2 [chemisch gebunden]) berech
nen. Zum Vergleich sei erwähnt, daß Parson im Jahre
1917 für eine solche Analyse noch einen ganzen Arbeits
tag benötigte.
Einen Überblick über die historische Entwicklung der
„BGA“ gibt Tab. 1.
Kardiotechnik 12. Jahrgang/Heft 2/1989
Fortbildung
53
1831: O’Shaughnessy liefert die erste klinische Beobachtung
des Säure-Basen-Gleichgewichtes: Gebrauch von „Car
bonat of Soda“ in der Behandlung.
1903: Erste Wasserstoff-Ionen-Messung im Blut mit einer hy
drogensensitiven Glasmembrane durch Hoher.
1906: Cremer demonstriert, daß das Potential über einer Glas
membran proportional zur Wasserstoff-Ionen-Konzen-
tration einer Lösung ist.
1909: Sorensen führt das Konzept des pH ein.
1909: Henderson erkennt die Beziehung der Blut-Säure-Basen-
Parameter:
[H+] = k x [H2 CO,]
[HCO,-]
1909:
1915:
1916:
1917:
1921:
1925:
1929:
1933:
1934:
1935:
1942:
1951:
1952:
1956:
1958:
1959:
1962:
1971:
1976:
Haber und Klemensiewics beschreiben die pH-Glas-Elek-
trode.
Hasselbalch und Gammeltoft beschreiben das Konzept
der Kompensation.
Hasselbalch modifiziert die Hendersonsche Gleichung für
die Anwendung auf Blut-pH:
pH = pK 4- log [HCO,-]
[H2 CO,]
Van Slyke entwickelt ein volumetrisches Blutgasgerät.
Erste Messung des Blut-pO2 unter Anwendung der Bla-
sen-Aquilibrier-Technik.
Kerridge mißt Human-Blut-pH (7,42) mit einer Glas-
Elektrode.
Stadie entwickelt das erste pH-Meter.
Mclnnes und Belcher entwickeln eine Kapillar-Blut-pH-
Elektrode.
Kramer beschreibt die O2-Sättigungsmessung über die
O2-Gehalts- und Hb-Konzentrationsmessung.
Matthes beschreibt die arterielle sO2-Messung
Einführung des ScZ>oZ/<tnk^:
, A x K
k = ~M-
Dabei gilt:
k: Dissoziations/Ionisations-grad
A: Anion
K: Kation
M Undissoziiertes Molekül
Jede Substanz verfügt über eine spezifische Dissozia
tionskonstante >k^, die Auskunft darüber gibt, wieviel
von der Gesamtmenge der Substanz in Form von Katio
nen und Anionen vorliegt. Die folgende Tabelle gibt ei
nige typische Beispiele wieder:
Tabelle 2: Dissoziationsbeispiele
Undissoziiertes Molekül
Kation (+ )
+
Anion (— )
Säure
H+
+
Base“
h2 co3
H+
+
HCOj-
h2o
H+
+
OH-
NaCl
Na+
+
ci-
NaHCOj
Na+
+
HCOj-
Der Begriff des pk-Wertes
Normalerweise wird die Dissoziationskonstante >kü
nicht wie oben beschrieben als Quotient dissoziierter/
nicht dissoziierter Teilchen angegeben, sondern als soge
nannter pk-Wert. Dieser ist nichts weiter als der negative
dekadische Logarithmus (p) von >kjä und beschreibt
genau den Punkt, bei dem eine Substanz zu 50% dissozi
iert ist:
pk ——log k = – log
oder
TZ 1
M
pK °S A x K
Daraus ergibt sich z. B. für das Kohlensäure/Bikarbonat-
System ([H2CO3/HCO3-]) ein pk-Wert im Serum von
6,1. Da es sich hier aber um den pk-Wert einer Säure
handelt, bezeichnet man ihn häufig auch als pka (a =
acidum = Säure). Für das Eiweiß- und Hämoglobin-Sy
stem sowie für das H2PO4~/HPO4″–System beträgt der
entsprechende pK-Wert hingegen 6,8.
Der Begriff der Säure
Nach Bronstedt ist eine Säure eine Substanz, die in wäss
riger Lösung Wasserstoff-Ionen (H+) freisetzen kann,
ein sogenannter Protonendonator (Protonen = positiv
REHAU AG+Co
Sparte Medizin
Rheniumhaus
8673 Rehau
Gute Ideen sind eins sicher nicht: Mit
telmaß. RAUMEDIC® ECO noDOP,
unser DEHP-freies Material, ist garan
tiert nicht mittelmäßig. Sonst wäre die
Zelltoxizität des in RAUMEDIC® ECC
noDOP-Schlauchsystemen eingesetz
ten Weichmachers nicht um den Faktor
100 geringer als bei herkömmlichen
Systemen. Genau das aber ist einer
der Vorteile von RAUMEDIC® ECC
noDOP. Denn wir glauben: Mittelmaß
hat in der Herzchirurgie nichts zu
suchen. Oder?
Wir stehen Ihnen gerne Rede und Ant
wort. Rufen Sie uns doch an,
Tel.: 0 92 83/77 28 60 (H. Wolfrum).
RAUMEDIC*
ECC noDOP
Wir halten nichts vom
Nachplappern,
dafür aber
%
um so mehr von
guten Ideen
56
Fortbildung
geladene Teilchen; Donator = Lieferant, Spender). Die
Wasserstoff-Ionen-Konzentration der Säure ist im Kon
zentrationsbereich zwischen 10° und 10-7 Mol oder, in
pH-Einheiten ausgedrückt, zwischen einem pH von 0 bis
7 zu finden (s. später).
Für die Beurteilung des SBH ist, wie weiter oben ange
deutet, die Kohlensäure (H2CO3) von entscheidender
Bedeutung, da sie die respiratorische Konstante darstellt
(flüchtige, abrauchbare Säure).
Der Begriff der Base
Eine Base ist im Gegensatz zur Säure ein Protonen-Ak-
zeptor: Sie ist also in der Lage, Wasserstoff-Ionen aufzu
nehmen. In der alten Nomenklatur wurde die heute als
Base definierte Größe noch als Wasserstoffrest bezeich
net. Nach den neuen Definitionen ergibt sich die Formel:
Säure dissoziiert in H+-Ionen und Basen~-Ionen
So dissoziiert z.B. die Kohlensäure (H2CO3) in H+- und
Basen“-Ionen (HCO3~).
Maßzahl für die jeweils entstehende charakteristische
H+-Ionenkonzentration und damit für den Säuregrad
des Blutes ist der sogenannte pH-Wert.
Der Begriff des pH-Wertes
Dieser ist definiert als der negative dekadische Logarith
mus ( — log) der H+-Ionenkonzentration in Gramm-
Äquivalent pro Liter:
pH = — log [H+]
Der Begriff > pH wurde, wie eingangs schon erwähnt,
zum ersten Mal 1909 von Sorensen anstelle von Dezimal
zahlen eingeführt (Er dachte hierdurch an eine Erleichte
rung für den Umgang mit sehr niedrigen H+-Ionen-Kon-
zentrationen): Eine Exponenten-Skala, die er als pH
(pars Hydrogenii) bezeichnete und die als negativer de
kadischer Logarithmus -log H+ gekennzeichnet ist, rück
te an die Stelle komplizierter Dezimalschreibweise (s.
Abb. 1).
Welche Vereinfachung Sorensen damit erreichte, zeigt
das folgende Beispiel:
Statt pH 7,4 hätte man sich mit der alten Schreibweise
3,98 x 10~8 mmol/1 H+-Ionen merken müssen.
Deshalb kann man heute den Konzentrationsbereich von
10° bis 10~14 Mol in der dimensionslosen pH-Einheit von
0—14 ausdrücken (s. Tab. 3).
Reines Wasser liegt mit einer H+-Ionen-Konzentration
von 0,000.000.1 Mol oder 10″7 vor und hat somit auf der
pH-Skala einen Wert von 7, bezogen auf eine Tempera
tur von 25°C.
Die jeweils lOfache Erhöhung der H+-Konzentration
vermindert den pH um eine Einheit. Eine Ausnahme des
pH-Wertes um z. B. 0,3 pH-Einheiten bedeutet eine Ver
doppelung der H+-Ionenkonzentration! (Zum Vergleich:
Eine Verdoppelung z. B. der Kaliumionenkonzentration
kann bereits zum Herzstillstand führen.)
Ein pH-Wert von 7,00 wird dabei auf der pH-Skala von
0—14 pH-Einheiten als elektrolytisch „neutral“ angege
ben (Wasser; H2O).
Lösungen im Bereich von pH 0—7 nennt man Säuren, im
Bereich von pH 7—14 beschreibt man sie als Basen (s.
Abb. 1).
SCHEMA der pH-SKALA
pH (H2O)
———
Säure!
———————–z
A.
1 Base
|
0
7
14
neutral
pH
zlAA. 1: pH-Wert-Skala
Tab. 3: pH-Werte und ihre H+-Ionenäqui-
valente
PH
H+ (nmol/1)
6,8
160
7,1
80
7,4
40
7,7
20
Bildet man das Produkt aus den in einer Lösung vorhan
denen Konzentrationen an Kationen und Anionen, so
muß das Ergebnis immer IO-14 lauten (s. Tab. 4).
Tab. 4: Molare Konzentrationen und pH-Wert: Das Ionenpro-
dukt einer Lösung ist immer IO“14
H+
OH“
H+OH-
pH
IO“14
10°
IO’14
14
IO“13
10″>
10-14
13
IO“12
10″2
10″14
12
10″11
IO“3
10-1″
11
10″10
IO’4
10″14
10
10-’
10-5
IO“14
9
IO“8
10″6
10″14
8
IO“7
10-7
10″14
7
IO“6
IO“8
10″14
6
10-5
10″’
IO-’4
5
10″4
10″10
10″14
4
IO“3
10-*1
IO“14
3
IO“2
IO’12
10-14
2
10″1
IO-*3
10″14
1
10°
10″14
IO“14
0
Der Normalwert des pH im arteriellen Blut (37° C) be
trägt 7,40 ± 0,05 Einheiten.
Kardiotechnik 12. Jahrgang/Heft 2/1989
Fortbildung
57
Der mit dem Leben noch zu vereinbarende pH-Bereich
liegt zwischen den pH-Werten 6,8 und 7,7 (s. Abb. 1 und
Tabelle 3). Werte unterhalb von 7,2 und oberhalb von
7,5 gelten als potentiell gefährlich und rechtfertigen vor
allem bei akuten Entgleisungen ein umgehendes thera
peutisches Handeln.
Genau betrachtet bezieht sich dieser Wert aber nur auf
das Blutplasma: Bei der Messung im Blut besteht nämlich
lediglich ein Kontakt zwischen der Meßelektrode und
dem Plasma, während der Wert im Innern des Erythro
zyten nicht erfaßt wird. Der nur schwer meßbare pH des
Erythrozyten weicht jedoch deutlich vom Plasma ab und
beträgt ca. 7,28—7,29. In der Regel ist mit dem Termi
nus > Blut-pH 2 deshalb stets der pH des Plasmas ge
meint.
Der Normalwert des pH im Blut von 7,4 entspricht einer
Konzentration von 4xl0~8 H+-Ionen. Die Menge der
H+-Ionen beträgt bei pH 7,4 also exakt 40 nmol/1
(nmol/1 = m|tmol/l):
pH 7,40 = IO’7’40
= 3,98 x IO-8 gH+/l)
= 0,000040 mMol/1
= 40 mp.mol/1
= 40 nmol/1
Auf der Basis der H+-Ionen-Konzentration, und somit
des pH-Wertes, erfolgt eine Differenzierung in soge
nannte Azidosen (Überwiegen sauerer Metabolite, Ver
minderung des pH) und sogenannte Alkalosen (Überwie
gen basischer Metabolite, Erhöhung des pH):
— Alkalosen beschreiben demnach Abfälle der H+-Io-
nenkonzentration unter 35 nmol/1 oder Erhöhungen des
pH über 7,45,
— Azidosen klassifizieren hingegen eine Erniedrigung
des pH-Wertes unter 7,35 bzw. einen Anstieg der H+-
Konzentration über 45 nmol.
Basierend auf den primären Veränderungen von Bikar
bonat oder Kohlensäure erfolgt dann die weitere Diffe
renzierung in nichtrespiratorische (metabolische und re
nale) und respiratorische Störungen (s. später).
Henderson-Hasselbalchsche Gleichung und Puffersysteme
A) Herleitung und Bedeutung der Henderson-Hassel-
balchschen Gleichung
Die bisher besprochenen Begriffe pH, pK, Base und Säu
re sind durch ihre Konzentrationsverhältnisse mathema
tisch miteinander verknüpfbar. Diese Verknüpfung läßt
sich mit der sogenannten Henderson-Hasselbalchschen
Gleichung beschreiben:
pH = pK + log [Saure]
Die Gleichung enthält damit auch das bereits erwähnte
wichtigste und wirksamste respiratorisch/nichtrespirato-
rische Pufferpaar, nämlich das Kohlensäure-Bikarbonat-
System. Am Beispiel dieses Puffersystems soll im folgen
den die Herleitung und klinische Bedeutung der Hender
son-Hasselbalchschen Gleichung erfolgen.
Wie bei der elektrolytischen Dissoziation schon ausge
führt, steht eine Säure mit ihrem entsprechenden Salz in
konstantem Verhältnis:
[HA] = [H+]x[A-]
Oder:
[H*] x [A-]
[HA]
= k
Nach dem Massenwirkungsgesetz (MWG) gilt daher
auch für die Ionenkonzentration des obigen Pufferpaa
res der Kohlensäure:
[H4] x [HCO,-] = R
[H2CO,]
Die Auflösung der Gleichung nach H+ ergibt:
rH*1 = k x [H2CO3]
[H J KX [HCOj–]
Durch beidseitiges negatives Logarithmieren der Glei
chung ergibt sich:
– log[H+] = – log k – log
und daraus dann
pH = pk + logg^
Nach der Logarithmenregel gilt nämlich, daß Quotienten
derart logarithmiert werden, daß Zähler und Nenner lo
garithmiert und subtrahiert werden, so daß für obiges
Beispiel folgende Herleitung resultiert:
+ log g2rn°-i = log [H*CO^ – log [hc°3“1
LnCUj J
= -log [HCOJ
[H2 CO3]
In der Henderson-Hasselbalchschen Gleichung kann
aber für das Produkt Kohlensäurekonzentration
([H2 CO3]) auch das Produkt Kohlendioxidkonzentra-
tion ([CO2]) eingesetzt werden, da die Konzentration
des Kohlendioxids direkt proportional zur Säure ist:
CO2 4- H2O H2 CO3
Nimmt man nun also statt der Menge an H2CO3 die ge
löste CO2-Menge, so gilt vereinfacht:
pH = pk + log
Da aber das H2CO, im Gleichgewicht mit dem gelösten
CO2 steht, dessen Konzentration jedoch die der Kohlen
säure etwa 800fach übertrifft, müßte die Gleichung kor
rekterweise lauten:
pH pk + log [COj + [H2CO3]
Der Ausdruck im Nenner ([CO2] + [H2CO3]) entspricht
nun der effektiven Säurekonzentration, die sich also aus
tatsächlich vorhandener Kohlensäure und gelöstem CO2
zusammensetzt.
Da beide wiederum proportional dem CO2-Partialdruck
(pCO2) und der spezifischen CO2-Löslichkeit (Alpha;
Kardiotechnik 12. Jahrgang/Heft 2/1989
58
Fortbildung
0,03) sind ([CO2] = Alpha x pCO2), kann obige Glei
chung wie folgt formuliert werden:
pH = pk + losiÄwFcoj
Nimmt man nun den zuvor abgeleiteten pk-Wert der
Kohlensäure von 6,1 und die Löslichkeit „alpha“ für
CO2 von 0,03 mmol/1 x mmHG, so ergibt sich durch
Einsetzen in obige Gleichu