Syra-baskemi och buffertsystem

Syra–bashomeostasen bestäms av kemisk buffring, alveolär elimination av koldioxid och renal reglering av bikarbonat och nettosyra. Bikarbonatsystemet är den centrala extracellulära bufferten, och Henderson–Hasselbalchs ekvation beskriver hur kvoten mellan bikarbonat och löst koldioxid bestämmer blodets pH. Rubbningar måste förstås som förändringar i ett integrerat system där lungor, njurar, erytrocyter, proteiner och elektrolyter samverkar.

Grundbegrepp: protoner, pH och syra–baspar

Enligt Brønsted–Lowry är en syra en protondonator och en bas en protonacceptor. När syran HA avger en proton bildas dess konjugerade bas A⁻; när basen B tar upp protonen bildas dess konjugerade syra BH⁺:

[ \mathrm{HA + B \rightleftharpoons A^- + BH^+} ]

Syra och konjugerad bas skiljer sig således med exakt en proton. Exempel är H₂CO₃/HCO₃⁻, NH₄⁺/NH₃ och H₂PO₄⁻/HPO₄²⁻. I vatten skrivs H⁺ av praktiska skäl, men en fri proton förekommer inte som isolerad partikel utan är solvatiserad, framför allt som H₃O⁺ och större hydratiserade aggregat.

En amfolyt kan både avge och ta upp protoner. Vatten är det grundläggande exemplet: det fungerar som bas gentemot HCl men som syra gentemot NH₃. Bikarbonat är också en amfolyt eftersom HCO₃⁻ kan protoneras till H₂CO₃ eller deprotoneras till CO₃²⁻. Proteiner är komplexa amfolyter genom att flera sidokedjor och terminala grupper kan protoneras eller deprotoneras.

Starka syror och baser dissocierar i det aktuella mediet i det närmaste fullständigt, medan svaga syror och baser föreligger som jämviktsblandningar av protonerade och deprotonerade former. Detta ska skiljas från elektrolytstyrka: en stark elektrolyt ger hög grad av jonbildning i lösning, medan en svag elektrolyt endast delvis joniseras. Syrastyrka är dessutom mediumberoende; en syra som är stark i vatten behöver inte vara stark i ett annat lösningsmedel.

pH definieras rigoröst som

[ \mathrm{pH=-\log_{10}a_{H^+}} ]

där (a_{H^+}) är vätejonaktiviteten. Aktiviteten motsvarar den effektiva kemiska koncentrationen och kan skrivas (a=\gamma c/c^\circ), där (\gamma) är aktivitetskoefficienten. I tillräckligt utspädda lösningar närmar sig (\gamma) 1, och aktivitet kan då approximeras med koncentration. I plasma, som har betydande jonstyrka och innehåller proteiner, är likställandet endast en approximation.

Vattnets autoprotolys är

[ \mathrm{2H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + OH^-} ]

med jonprodukten (K_w=a_{H^+}a_{OH^-}). Vid 25 °C är (K_w) ungefär (1,0\times10^{-14}), vilket ger pH 7,00 i rent neutralt vatten. Neutralitet betyder emellertid lika aktivitet av H⁺ och OH⁻, inte nödvändigtvis pH 7. Eftersom (K_w) är temperaturberoende ligger neutralpunkten lägre än pH 7 vid kroppstemperatur.

Jämviktskonstanter och syrastyrka

För dissociationen av en svag syra,

[ \mathrm{HA \rightleftharpoons H^+ + A^-} ]

definieras den termodynamiska syrakonstanten som

[ K_a=\frac{a_{H^+}a_{A^-}}{a_{HA}} ]

och (\mathrm{p}K_a=-\log_{10}K_a). Ett stort (K_a), och därmed lågt pKa, innebär att jämvikten ligger långt åt höger och att syran lätt avger protoner. För en basreaktion, (\mathrm{B+H_2O\rightleftharpoons BH^++OH^-}), definieras analogt

[ K_b=\frac{a_{BH^+}a_{OH^-}}{a_B}. ]

För ett konjugerat par HA/A⁻ kombineras syrans dissociation med reaktionen där A⁻ tar upp en proton från vatten. Efter förkortning av gemensamma termer erhålls

[ K_aK_b=K_w ]

och därmed (\mathrm{p}K_a+\mathrm{p}K_b=\mathrm{p}K_w). En stark syra har följaktligen en svag konjugerad bas, medan en stark bas har en svag konjugerad syra.

Vid protonöverföringen (\mathrm{HA+B\rightleftharpoons A^-+BH^+}) bestäms jämvikten av de två syrornas pKa. Reaktionens jämviktskonstant kan skrivas ungefär

[ K \approx 10^{\mathrm{p}K_a(BH^+)-\mathrm{p}K_a(HA)}. ]

Jämvikten favoriserar sidan med den svagare syran, det vill säga arten med högre pKa. Om BH⁺ har tre pKa-enheter högre pKa än HA blir (K) ungefär (10^3), och protonöverföringen åt höger är starkt gynnad.

Flerprotoniga syror dissocierar stegvis. För fosforsyra gäller exempelvis H₃PO₄ → H₂PO₄⁻ → HPO₄²⁻ → PO₄³⁻, med separata (K_{a1}), (K_{a2}) och (K_{a3}). Successiva protoner avges vanligen allt svårare eftersom den kvarvarande protonen ska avlägsnas från en allt mer negativt laddad art. Varje steg får därför ett eget buffertområde.

Tabellerade pKa-värden är inte universella naturkonstanter oberoende av omgivningen. Temperatur, lösningsmedel, jonstyrka, proteinbindning och val av koncentrations- eller aktivitetsstandard påverkar värdet. Jonstyrkan,

[ I=\frac{1}{2}\sum c_i z_i^2, ]

viktar varje jons koncentration med laddningens kvadrat. När jonstyrkan ökar förändras aktivitetskoefficienterna, särskilt för flervärda joner. Kliniska och biokemiska pKa-värden är därför ofta skenbara eller betingade konstanter för ett specificerat medium och en viss temperatur.

Buffertar: verkningsmekanism och kapacitet

En buffert består av en svag syra och dess konjugerade bas i jämförbara mängder. Om stark bas tillförs förbrukas hydroxidjoner genom protonöverföring från HA:

[ \mathrm{HA+OH^-\rightarrow A^-+H_2O}. ]

Mängden HA minskar samtidigt som A⁻ ökar. Om stark syra tillförs binds protonen i stället av A⁻:

[ \mathrm{A^-+H^+\rightarrow HA}. ]

Bufferten gör således förändringen i fri protonaktivitet mindre än den annars skulle ha varit. Den förstör inte syra eller bas i termodynamisk mening, utan omfördelar protoner mellan kemiska former. I ett slutet system kvarstår belastningen som ökad mängd protonerad eller deprotonerad buffert. Fullständig återställning kräver att syra eller bas faktiskt transporteras bort, exempelvis genom lungornas CO₂-elimination eller njurarnas nettosyrautsöndring.

En buffert fungerar effektivast när pH ligger nära pKa. Inom pKa ±1 varierar kvoten bas/syra mellan 0,1 och 10, vilket innebär att båda formerna finns i tillräcklig mängd för att ta emot respektive avge protoner. Vid pH långt över pKa är nästan all buffert deprotonerad och förmågan att ta hand om ytterligare bas liten. Vid pH långt under pKa är den nästan helt protonerad och kan inte effektivt binda ytterligare syra.

Buffertkapaciteten kan uttryckas som

[ \beta=\frac{dn}{d\mathrm{pH}}, ]

där (dn) är mängden stark syra eller bas som måste tillföras för en given pH-förändring, vanligen relaterad till lösningsvolymen. Kapaciteten är maximal när ([A^-]=[HA]), alltså vid pH = pKa, och ökar med den totala buffertkoncentrationen ([HA]+[A^-]).

Utspädning minskar buffertkapaciteten även om kvoten A⁻/HA, och därmed initialt pH, är oförändrad. En mycket utspädd buffert kan därför ha korrekt pH men snabbt överväldigas av en liten syra- eller basmängd. Kapaciteten upphör också när ena komponenten uttömts. I biologiska system kompliceras begreppet av transport mellan kompartment, proteinbindning, flera samtidiga buffertpar och öppna system där en komponent kontinuerligt tillförs eller elimineras.

Henderson–Hasselbalchs ekvation

Från massverkans lag för HA fås

[ K_a=\frac{a_{H^+}a_{A^-}}{a_{HA}}. ]

Om uttrycket löses för vätejonaktiviteten, logaritmeras och tecknen byts erhålls

[ \mathrm{pH=p}K_a+\log_{10}\frac{a_{A^-}}{a_{HA}}. ]

När aktivitetskoefficienterna är tillräckligt konstanta eller inbakade i en skenbar pKa kan aktiviteterna approximeras med koncentrationer:

[ \mathrm{pH\approx p}K_a+\log_{10}\frac{[A^-]}{[HA]}. ]

Ekvationen förutsätter att systemet befinner sig nära kemisk jämvikt, att syra- och basformerna kan identifieras och kvantifieras samt att aktivitetsförhållandena inte förändras betydligt. Den är ett jämviktsuttryck och beskriver inte reaktionshastighet eller total buffertkapacitet.

Om pKa är 6,1 ger en kvot 20:1 således pH cirka 7,40. Detta är centralt för bikarbonatsystemet: normalt blod-pH ligger långt över systemets skenbara pKa och kräver därför betydligt mer bikarbonat än löst CO₂.

Koncentrationsformen ger fel vid hög jonstyrka eller när jonstyrkan förändras påtagligt. I mycket utspädda lösningar blir vattnets autoprotolys och laddningsbalans betydelsefulla, varför den enkla buffertapproximationen kan fallera. Flera protoneringssteg, komplexbildning, metallbindning och kopplade redox- eller transportreaktioner kan också göra att en enda kvot inte beskriver systemet tillräckligt.

Bikarbonatsystemets kemiska jämvikter

Koldioxid fördelas mellan gasfas och vätska:

[ \mathrm{CO_2(g)\rightleftharpoons CO_2(aq)}. ]

Löst CO₂ hydratiseras därefter till kolsyra:

[ \mathrm{CO_2(aq)+H_2O\rightleftharpoons H_2CO_3}, ]

som dissocierar till bikarbonat och proton:

[ \mathrm{H_2CO_3\rightleftharpoons H^++HCO_3^-}. ]

Bikarbonat kan i sin tur dissociera till karbonat, (\mathrm{CO_3^{2-}}), men vid fysiologiskt pH dominerar HCO₃⁻ klart över karbonat.

Endast en liten del av löst CO₂ föreligger som egentlig H₂CO₃. I fysiologiska beräkningar sammanförs därför CO₂(aq) och H₂CO₃ till den hypotetiska komponenten H₂CO₃*. Detta ger en skenbar första pKa omkring 6,1 vid 37 °C. Värdet är lägre än pKa för ren kolsyra eftersom nämnaren även omfattar ohydrerad, löst CO₂.

Den spontana hydratiseringen är relativt långsam. Kolsyraanhydras, särskilt i erytrocyter och njurtubulusceller, katalyserar den reversibla omvandlingen mycket snabbt utan att ändra jämviktsläget. Hämmare som acetazolamid bromsar reaktionen och minskar framför allt proximal bikarbonatreabsorption, vilket kan orsaka bikarbonaturi och hyperkloremisk metabol acidos.

Enligt Henrys lag är koncentrationen löst CO₂ proportionell mot gasens partialtryck:

[ [\mathrm{CO_2(aq)}]=\alpha_{\mathrm{CO_2}}\times p\mathrm{CO_2}. ]

I plasma vid 37 °C används (\alpha_{\mathrm{CO_2}}\approx0,030) mmol/L/mmHg. Vid pCO₂ 40 mmHg blir koncentrationen löst CO₂ således cirka 1,2 mmol/L.

Bikarbonatbufferten som öppet fysiologiskt system

När koncentrationen av H₂CO₃* ersätts med Henrys lag får Henderson–Hasselbalchs ekvation sin kliniska form:

[ \mathrm{pH}=6,1+\log_{10} \left( \frac{[\mathrm{HCO_3^-}]} {0,030\times p\mathrm{CO_2}} \right), ]

där pCO₂ anges i mmHg. Med bikarbonat 24 mmol/L och pCO₂ 40 mmHg blir nämnaren 1,2 mmol/L och kvoten 20. Logaritmen av 20 är cirka 1,30, vilket ger pH 7,40.

pKa 6,1 ligger utanför det klassiska optimala buffertområdet kring pH 7,4. Systemets stora fysiologiska effektivitet beror i stället på att det är öppet. CO₂ kan elimineras kontinuerligt genom lungorna, medan bikarbonat regleras av njurarna. En tillsatt icke-flyktig syra förbrukar HCO₃⁻ och bildar CO₂, som kan ventileras ut; en ren kemisk sluten buffert skulle behålla båda reaktionsprodukterna.

Ventilationen förändrar pCO₂ inom minuter. Njurarna återabsorberar filtrerat bikarbonat och ersätter förbrukat bikarbonat genom nettosyrautsöndring över timmar till dygn. Lungor och njurar reglerar alltså varsin sida av kvoten, vilket ger större kapacitet än vad pKa ensam antyder.

CO₂-transport, erytrocyter och lungreglering

CO₂ som bildas i vävnader diffunderar till plasma och vidare in i erytrocyter. Där katalyserar kolsyraanhydras bildningen av H₂CO₃, som dissocierar till H⁺ och HCO₃⁻. Protonen binds främst till deoxihemoglobin, medan bikarbonat lämnar erytrocyten genom anjonbytaren AE1 i utbyte mot klorid. Detta kloridskift bevarar elektroneutraliteten och gör att en stor del av blodets CO₂ kan transporteras som plasmabikarbonat.

En mindre andel CO₂ transporteras fysikaliskt löst eller binds kovalent till terminala aminogrupper i hemoglobin som karbaminoföreningar. Deoxygenerat hemoglobin binder både protoner och CO₂ bättre än oxygenerat hemoglobin. I vävnaden underlättar detta CO₂-upptag; i lungan driver oxygeneringen frisättning av H⁺ och CO₂. Fenomenet kallas Haldane-effekten.

I lungkapillärerna reverseras processen. HCO₃⁻ återförs till erytrocyten i utbyte mot Cl⁻, förenas med H⁺ och omvandlas via H₂CO₃ till CO₂ och vatten. CO₂ diffunderar till alveolen och elimineras med utandningen. Effektiviteten kräver adekvat ventilation, perfusion och diffusionsförmåga.

Arteriellt pCO₂ bestäms i huvudsak av förhållandet mellan metabol CO₂-produktion och alveolär ventilation. Hypoventilation höjer pCO₂ och ger respiratorisk acidos; orsaker inkluderar central andningsdepression, neuromuskulär svaghet och svår obstruktiv lungsjukdom. Hyperventilation sänker pCO₂ och ger respiratorisk alkalos, exempelvis vid hypoxemi, graviditet, sepsis, smärta eller central stimulering.

Njurens reglering av bikarbonat och nettosyra

Nästan allt filtrerat HCO₃⁻ reabsorberas normalt, huvudsakligen i proximala tubuli. Luminal H⁺-sekretion via Na⁺/H⁺-utbytaren NHE3 titrerar filtrerat HCO₃⁻ till H₂CO₃. Luminalt kolsyraanhydras omvandlar detta till CO₂ och vatten; CO₂ går in i tubuluscellen och rehydreras av intracellulärt kolsyraanhydras. Det nybildade HCO₃⁻ transporteras basolateralt till blodet, medan H⁺ återanvänds luminalt. Processen återvinner filtrerat bikarbonat men skapar inte något nettotillskott.

Resterande bikarbonat återtas längre distalt. α-interkalerade celler i samlingsrören utsöndrar H⁺ via H⁺-ATPaser och H⁺/K⁺-ATPaser och transporterar HCO₃⁻ basolateralt till blodet via Cl⁻/HCO₃⁻-utbyte. β-interkalerade celler har omvänd polaritet och kan vid alkalos utsöndra bikarbonat via pendrin. Urinens minimala pH är omkring 4,5; fri H⁺-utsöndring är därför kvantitativt begränsad.

Nybildning av bikarbonat kräver att H⁺ lämnar kroppen bundet till urinbuffert. Titrerbar syra utgörs främst av fosfat, där HPO₄²⁻ protoneras till H₂PO₄⁻. För varje proton som utsöndras på detta sätt tillförs i princip ett nytt HCO₃⁻ till extracellulärvätskan.

Ammoniumsystemet är mer reglerbart. Proximala tubulusceller metaboliserar glutamin och bildar NH₄⁺ samt bikarbonat. NH₄⁺ utsöndras delvis via NHE3, recirkuleras i medulla och fångas i samlingsrörens lumen efter diffusion och protonering av NH₃. Vid kronisk acidos ökar ammoniagenesen betydligt. Den renala nettosyrautsöndringen definieras som

[ \mathrm{NH_4^+ + titrerbar\ syra - utsöndrat\ HCO_3^-}. ]

Icke-bikarbonatbuffertar i kroppens kompartment

Icke-bikarbonatbuffertarna begränsar omedelbara pH-förändringar och är särskilt viktiga intracellulärt och i erytrocyter. De bidrar också till de variabler som sammanfattas av basöverskott.

Proteinernas buffring beror på joniserbara sidokedjor och terminala grupper. Histidinresternas imidazolgrupper har syra–basegenskaper som gör dem särskilt lämpade för protonbindning nära fysiologiskt pH. Hemoglobinets protonaffinitet förändras dessutom med syresättning, vilket kopplar syra–bastransport till syretransport.

Albumin är plasmans viktigaste svaga icke-flyktiga syra och bidrar väsentligt till plasmans negativa laddning. Hypoalbuminemi minskar både den svaga syrabelastningen och det uppmätta anjongapet. Ett till synes normalt anjongap kan därför dölja ansamling av oidentifierade anjoner hos en patient med låg albuminkoncentration.

Fosfatparet H₂PO₄⁻/HPO₄²⁻ har en pKa som ligger relativt nära fysiologiskt och särskilt urinärt pH. Plasmakoncentrationen är för låg för att fosfat ska dominera extracellulärt, men intracellulärt och i tubulusvätskan är systemet viktigt. Benets karbonat- och fosfatsalter kan buffra kronisk syraretention; långvarig mobilisering kan bidra till negativ kalciumbalans, mineralförlust och påverkan på skelettet.

Syra- och basbelastning i normal metabolism

Aerob metabolism producerar stora mängder CO₂, i storleksordningen 15–20 mol per dygn hos en vuxen. Efter hydratisering kan detta betraktas som en mycket stor flyktig syrabelastning, men CO₂ elimineras kontinuerligt via lungorna. Även en relativt kortvarig ventilationssvikt kan därför ge snabb pCO₂-stegring och acidemi.

Den icke-flyktiga nettosyrabelastningen är mycket mindre, vanligen omkring 50–100 mmol per dygn hos vuxna. Den varierar med proteinintag, katabolism, gastrointestinala förluster och njurfunktion. Oxidation av svavelhaltiga aminosyror ger svavelsyrarelaterad belastning, medan fosforhaltiga föreningar bidrar med fosfatsyra. Organiska anjoner metaboliseras ofta tillbaka till bikarbonat, men ger nettosyra om de ansamlas eller förloras ur kroppen tillsammans med katjoner.

Laktat bildas när glykolysens flöde och redoxbalans överstiger den oxidativa eller hepatiska eliminationskapaciteten, exempelvis vid vävnadshypoperfusion eller mitokondriell dysfunktion. Ketoacider bildas vid ökad ketogenes, framför allt vid insulinbrist, alkoholrelaterad metabolism eller långvarig svält. Båda kan orsaka metabol acidos med förhöjt anjongap.

Försvaret sker tidsmässigt i tre nivåer. Kemiska buffertar reagerar inom sekunder, respiratorisk anpassning inom minuter och renal anpassning över timmar till dygn. Buffring begränsar pH-fallet men avlägsnar inte nettosyran; definitiv balans kräver CO₂-elimination eller renal utsöndring av NH₄⁺ och titrerbar syra.

Blodgasanalys och härledda variabler

Typiska arteriella referensintervall anges nedan. Lokala analysmetoder, provtyp och laboratoriereferenser ska alltid prioriteras.

Blodgasinstrumentet mäter vanligen pH och pCO₂ direkt med elektrokemiska sensorer. Bikarbonat beräknas därefter från Henderson–Hasselbalchs ekvation; det är alltså inte en oberoende direkt mätning på en konventionell blodgas. Detta innebär att fel i pH eller pCO₂ fortplantas till beräknat HCO₃⁻.

Aktuellt bikarbonat avser den beräknade HCO₃⁻-koncentrationen vid patientens faktiska pCO₂. Värdet påverkas därför av både respiratoriska och metabola processer. Standardbikarbonat är beräknat efter standardisering till normalt pCO₂ och syftar till att bättre isolera den metabola komponenten.

Basöverskott anger hur mycket stark syra eller bas som teoretiskt måste tillsättas för att titrera blodet till ett standardiserat pH under definierade förhållanden. Negativt värde, ibland kallat basunderskott, talar för metabol acidifiering; positivt värde talar för metabol alkalinisering. Standardbasöverskott, eller extracellulärt basöverskott, korrigerar för att hemoglobinkoncentrationen i en blodgas inte motsvarar hela extracellulärrummets buffertsammansättning.

Systematisk tolkning av syra–basrubbningar

Tolkningen bör göras i en fast ordning:

1. Bedöm om pH visar acidemi, alkalemi eller ligger inom referensintervallet.
2. Avgör om pCO₂-förändringen eller den metabola komponenten bäst förklarar pH-riktningen.
3. Beräkna förväntad kompensation.
4. Identifiera avvikelse från förväntad kompensation som tecken på blandrubbning.
5. Vid metabol acidos: beräkna anjongap och vid behov delta-kvot.
6. Integrera elektrolyter, albumin, laktat, ketoner, njurfunktion och kliniskt sammanhang.

Vid metabol acidos uppskattas förväntat respiratoriskt svar med Winters formel:

[ p\mathrm{CO_2(mmHg)}=1,5\times[\mathrm{HCO_3^-}]+8\pm2. ]

Högre uppmätt pCO₂ innebär samtidig respiratorisk acidos; lägre pCO₂ talar för samtidig respiratorisk alkalos. Vid metabol alkalos ökar pCO₂ vanligen med ungefär 0,5–0,7 mmHg per 1 mmol/L ökning av HCO₃⁻, men hypoxemi begränsar kompensatorisk hypoventilation.

Akuta förändringar speglar främst kemisk buffring. Kroniska värden inkluderar njurens ändrade bikarbonathantering och nettosyrautsöndring. Kompensation återför vanligen pH mot, men inte helt till, normalområdet och överkorrigerar normalt inte. Ett normalt pH med kraftigt avvikande pCO₂ och HCO₃⁻ kan därför representera välkompenserad kronisk rubbning eller två motverkande primära processer.

Anjongap, elektroneutralitet och alternativa modeller

Plasma är elektroneutral: summan av positiva laddningar måste motsvara summan av negativa. Alla joner mäts dock inte rutinmässigt. Anjongapet uppskattar skillnaden mellan uppmätta katjoner och anjoner:

[ \mathrm{AG=Na^+-(Cl^-+HCO_3^-)}. ]

Kalium utelämnas vanligen. Referensintervallet är metod- och laboratorieberoende; ett ofta använt intervall utan kalium är ungefär 8–12 mmol/L. Albumin svarar för en stor del av det normala gapet.

Vid hypoalbuminemi kan anjongapet korrigeras genom att lägga till cirka 2,5 mmol/L för varje 10 g/L som albumin ligger under 40 g/L. Ett uppmätt AG på 10 mmol/L vid albumin 20 g/L korrigeras således till cirka 15 mmol/L. Korrigeringen är en approximation och ersätter inte klinisk bedömning.

Vid hyperkloremisk metabol acidos ersätts minskat HCO₃⁻ huvudsakligen av ökat Cl⁻, så anjongapet förblir normalt. Vanliga mekanismer är gastrointestinal bikarbonatförlust, renal tubulär acidos och stor tillförsel av kloridrik vätska. Vid acidos med förhöjt anjongap har bikarbonat i stället förbrukats samtidigt som oidentifierade anjoner, exempelvis laktat, ketoanjoner eller retentionerade syraradikaler, har ackumulerats.

Delta-kvoten kan skrivas

[ \frac{\mathrm{AG-AG_{normal}}}{24-[HCO_3^-]}. ]

En oproportionerligt liten AG-ökning i förhållande till bikarbonatfallet talar för samtidig normalgapacidos, medan en oproportionerligt liten minskning av HCO₃⁻ kan tala för samtidig metabol alkalos. Metoden påverkas av valt normalvärde, albumin, njurfunktion och tidpunkten i sjukdomsförloppet.

Stewart-modellen beskriver pH genom tre oberoende variabler: pCO₂, starkjonsskillnaden och total mängd svaga syror, främst albumin och fosfat. Hyperkloremisk acidos förstås då som minskad starkjonsskillnad, medan hypoalbuminemi har alkaliniserande effekt. Modellen förändrar inte elektroneutraliteten eller jämviktskemin, men organiserar orsakssambanden annorlunda än den traditionella bikarbonatmodellen.

Preanalytik, fysiologisk variation och tolkningsfällor

Venöst och arteriellt blod är inte utbytbara för alla frågeställningar. Venöst pH är vanligen något lägre och pCO₂ något högre; skillnaderna ökar vid cirkulationssvikt och regional hypoperfusion. Venös blodgas kan ofta användas för en första syra–basbedömning, men arteriellt prov krävs när exakt bedömning av oxygenation och alveolär gasutväxling är central.

Luftkontakt medför utjämning mot luftens låga pCO₂ och höga pO₂: pCO₂ tenderar att sjunka och pH att stiga. Fördröjd analys tillåter fortsatt cellmetabolism med O₂-förbrukning, CO₂-produktion och syrabildning, vilket typiskt sänker pH och pO₂ samt höjer pCO₂. Uttalad leukocytos eller trombocytos kan förstärka dessa förändringar, särskilt den skenbara hypoxemin.

Otillräcklig provfyllnad ökar den relativa mängden flytande heparin och kan ge spädning av blodet, elektrolyterna och CO₂-komponenten. Luftbubblor ska avlägsnas och provet blandas för att undvika koagel och sedimentation. Temperatur påverkar gaslöslighet, dissociationskonstanter och uppmätta värden; instrument rapporterar vanligen värden standardiserade till 37 °C, medan temperaturkorrigering kan vara relevant vid uttalad hypo- eller hypertermi.

Fysiologiska tillstånd ändrar förväntade baslinjer. Progesteronstimulerad hyperventilation under graviditet ger kroniskt lägre pCO₂ med renal sänkning av HCO₃⁻. Höjdvistelse orsakar hypoxidriven respiratorisk alkalos, följd av renal bikarbonatförlust. Ålder, kronisk lungsjukdom och kronisk njursjukdom påverkar både reservkapacitet och kompensationsmönster.

Hypoalbuminemi kan ge alkaliniserande effekt och maskera ett förhöjt anjongap. Diuretika, kloridförlust och kaliumbrist kan vidmakthålla metabol alkalos; acetazolamid och gastrointestinal bikarbonatförlust kan ge normalgapacidos. Ett pH inom referensintervallet utesluter aldrig syra–basrubbning: samtidig respiratorisk alkalos och metabol acidos, exempelvis vid sepsis eller salicylatpåverkan, kan ge nästan normalt pH trots två allvarliga primära processer.

Källor

• Acid–base reaction
• Syra-basreaktion
• Acid–base reaction