Schulmedizinisches und naturheilkundliches Verständnis des Säure-Basen-Haushalts


Akademische Arbeit, 2006

33 Seiten, Note: 1,3


Leseprobe

Inhaltsverzeichnis

1. Einleitung

2. Medizinische Grundlagen
2.1 Chemische Grundlagen
2.2 Der Säure- Basen- Haushalt
2.2.1 Regulationsmechanismen
2.2.2 Pathologische Störungen

3 Beeinflussung durch die Ernährung
3.1 Der Säure- Basen- Haushalt nach Friedrich F. SANDER
3.2 Säuren und Basen in der Nahrung
3.3 Trennkost nach HAY als Beispiel einer basischen Ernährungsform
3.3.1 Weitere Ernährungs- und Kurformen
3.4 Vor- und Nachteile basischer Ernährung

4. Quellenverzeichnis (inkl. weiterführende Literatur)

5. Anlage

1. Einleitung

Diese Arbeit beschäftigt sich mit dem biochemischen Mechanismus und den Beeinflussungsmöglichkeiten des Säure- Basen- Haushalts zum einen aus der Sicht der Schulmedizin und zum anderen aus der Sicht der Naturheilkunde. Im ersten Abschnitt werden die zum Verständnis der weiteren Ausführungen wichtigen chemischen Grundbegriffe wie z.B. die Definition von Säure und Base kurz erläutert, um dann die von der Wissenschaft anerkannten Fakten über die Regulierungssysteme und möglichen Entgleisungen des Säure- Basen- Haushalts ausführlich darzustellen. Der zweite Teil schildert die Grundlagen für die Meinung der Naturheilkunde aus der Sicht ihrer wichtigsten Vertreter. Hier wird besonders die Beeinflussung des Säure- Basen- Haushalts durch die Ernährung betrachtet und das Prinzip einer basischen Ernährung am Beispiel der HAYschen Trennkost verdeutlicht sowie auf weitere Kostformen, die einer Übersäuerung des Körpers entgegenwirken, hingewiesen.

2. Medizinische Grundlagen

Dieses Kapitel geht zu Anfang auf die chemischen Grundlagen ein, die zum Verständnis des Säure- Basen- Haushalts notwendig sind. Danach wird der Begriff des Säure- Basen- Haushalts erläutert und die zur Aufrechterhaltung des Säure- Basen- Gleichgewichts nötigen Regelmechanismen dargestellt sowie mögliche Systementgleisungen benannt und näher ausgeführt.

2.1 Chemische Grundlagen

Der Begriff „Säure- Basen- Haushalt“ beinhaltet zwei wichtige chemische Begriffe: Säure und Base. Nach der Definition von Brønsted von 1923 ist eine Säure (lat. acidum) ein Stoff, der Wasserstoff- Ionen bzw. genauer ausgedrückt Wasserstoffprotonen (H+), in einer Lösung abgeben kann. Eine Säure wird auch als Protonendonator (Protonenspender) bezeichnet. Eine Base (griech. Ausgangs- /Grundlage) ist analog dazu ein Stoff, der je nach Stärke ein oder mehrere Wasserstoffprotonen aufnehmen kann und in Folge dessen auch als Protonenakzeptor bezeichnet wird. Bei einer Säure- Basen- Reaktion gibt die Säure ein oder mehrere Wasserstoffprotonen an die Base ab. Diese Reaktion ist nicht zu verwechseln mit der im Stoffwechsel hauptsächlich auftretenden Redoxreaktion, da bei dieser Elektronen statt Protonen übertragen werden. Jede Säure besitzt bei einer solchen Säure- Basen- Reaktion eine korrespondierende Base, welche die freigesetzten Protonen aufnimmt. Wenn z.B. Salzsäure (HCl) in Wasser gelöst wird, gibt sie ein Wasserstoff- Ion an das Wasser, die korrespondierende Base, ab. Es entstehen ein Oxonium- Ion (H3O+) und ein Chlorid- Ion (Cl- ) [18]:

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Salzsäure Wasser Oxonium- Ion Chlorid- Ion

Analog dazu besitzt jede Base auch eine korrespondierende Säure. Wenn z.B. Ammoniak (NH3) mit Wasser in Kontakt kommt, nimmt es vom Wasser ein Wasserstoffproton auf und es entstehen ein Ammonium- Ion (NH4+) und ein Hydroxyd- Ion (OH- ) [10]:

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Ammoniak Wasser Ammonium- Ion Hydroxyd- Ion

Auch Elektrolyte[1] wie z.B. Natrium- oder Kalium- Ionen können in Wasser gelöst sowohl als Basen fungieren, z.B. in Form von basisch wirkenden Salzen wie Kaliumcarbonat (K2CO3) oder Trinatriumphosphat (Na3PO4), als auch sauer wirken, wie z.B. Natriumdihydrogenphosphat (NaH2PO4) [18].

Damit physiologische Vorgänge optimal ablaufen können, ist je nach Art des Vorgangs ein bestimmtes Verhältnis von Säuren zu Basen nötig. Ein Maß für die Menge der vorhandenen Säuren und Basen in einer Flüssigkeit ist der pH- Wert. Der Begriff „pH- Wert“ (potentia hydrogenii) leitet sich von den lateinischen Begriffen potentia (Kraft) und hydrogenium (Wasserstoff) ab. Er beschreibt die Konzentration der in Form von Hydronium- Ionen (H3O+) vorliegenden Wasserstoffprotonen und ist definiert als „... der negative dekadische Logarithmus des Zahlenwertes der H3O+- Konzentration ...“ ([18], S.153).

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Abb. 2: „Farbindikatoren und ihr Zusammenspiel bei Universal- Farbindikatoren“

(eigene Darstellung nach [28])

Lösungen sind folglich basisch, wenn die Konzentration der Hydroxid- Ionen die Konzentration der Protonen bzw. der Hydronium- Ionen übersteigt. Dies ist bei Protonenkonzentrationen kleiner als 10- 7mol/l der Fall, was einem pH- Wert über 7 entspricht. Analog dazu sind Lösungen sauer, wenn die Protonen überwiegen, die Konzentration also größer als 10- 7mol/l ist; der pH- Wert ist dann kleiner als 7 (Abbildung 1). Bei genau pH 7 sind die Konzentrationen gleich und die Lösung ist somit neutral [18]. Um festzustellen, ob eine Flüssigkeit sauer oder basisch ist, kann zur genauen Bestimmung ein pH- Meter benutzt werden. Zur ungefähren Bestimmung können aber auch Farbindikatoren herangezogen werden, die in Abhängigkeit vom pH- Wert der Lösung deutlich ihre Farbe ändern, wobei verschiedene Farbkombinationen möglich sind. Der Umschlagbereich des Farbindikators Phenolphthalein liegt z.B. zwischen pH 8- 10. Unter pH 8 ist er farblos, über pH 10 rot. Methylrot dagegen färbt eine Lösung bei einem pH- Wert unter 4,4 rot, über 6,2 jedoch gelb. Universal- Indikatorpapiere oder - lösungen enthalten eine Kombination verschiedener Farbindikatoren und können je nach Zusammenstellung der verwendeten Indikatoren bis auf ein Zehntel- pH genau sein oder nur als grobe Orientierung dienen (Abbildung 2) [18].

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Tab. 1: „pH- Werte einiger Körperflüssigkeiten“ (nach [8], ergänzt nach [11])

Folgt man dem Weg der Nahrung durch unseren Körper fällt auf, dass der pH- Wert in den verschiedenen Körperflüssigkeiten wie Blut, Verdauungssekreten oder Urin sehr unterschiedlich ist (Tabelle 1). Die Gründe finden sich in den unterschiedlichen Aufgaben, die sie erfüllen. Dies soll hier am Beispiel der Verdauung kurz erläutert werden. Durch die Salzsäure im Magen herrscht im nüchternen Zustand ein pH- Wert zwischen eins und drei. Auf diese Weise werden z.B. Proteine denaturiert und somit für den enzymatischen Abbau leichter zugänglich. Außerdem liegt das pH- Optimum für das im Magen wirksame Enzym Pepsin im sauren Bereich bei pH 1,5- 3, es kann hier also optimal wirksam werden. Auf Grund des niedrigen pH- Wertes werden zusätzlich einige der durch die Nahrung eingetragenen Bakterien abgetötet. Im Dünndarm wird der saure Magensaft durch das Pankreassekret neutralisiert und es entsteht ein Milieu im Bereich von pH 6- 8. Dadurch können die hier wirkenden kohlenhydrat- , fett- und eiweißspaltenden Enzyme, deren pH- Optima bei etwa 7- 8 liegen, effektiv wirken. Durch Resorption gelangen die Nährstoffe ins Blut, wo der relativ enge pH- Bereich von 7,35- 7,45 unbedingt aufrechterhalten werden muss, um die Arbeitsfähigkeit des Blutes zu gewährleisten ([8], [11]).

Die ständige Einstellung des jeweils nötigen pH- Wertes wird durch sogenannte Puffersysteme ermöglicht [8]. Diese Systeme haben die Fähigkeit, einen pH- Wert trotz der Zugabe von Säuren oder Basen innerhalb gewisser Grenzen konstant zu halten. Sie bestehen aus einer Säure bzw. einer Base und dem jeweiligen Salz. Ein Beispiel dafür ist der Bicarbonatpuffer des Blutes. In wässriger Lösung besteht ein Gleichgewicht zwischen spontan dissoziierter und nicht- dissoziierter Kohlensäure. Werden Säuren oder Basen dazugegeben, verschiebt sich das Gleichgewicht so, dass der pH- Wert konstant gehalten wird. Die Kapazität eines Puffersystems beschreibt die Menge an Säure bzw. Base, die hinzugegeben werden muß, um den pH- Wert signifikant zu ändern. Je größer die Pufferkapazität ist, desto stabiler ist das System gegenüber Änderungen des pH- Wertes durch Zugabe von Säuren oder Basen [18].

2.2 Der Säure- Basen- Haushalt

Den Begriff des Säure- Basen- Haushalts kann definiert werden als „... die Gesamtheit der Regulationsprozesse zur Konstanthaltung des physiologischen pH- Wertbereiches in den verschiedenen Körperkompartimenten“ ([19], S.240). Die Gründe für diese Aufrechterhaltung des pH- Wertbereiches sind vielfältig: Durch veränderten pH- Wert hervorgerufene Protonenabspaltungen bzw. - anlagerungen können sich elektrochemische Eigenschaften von Molekülen, besonders von Proteinen wie z.B. Membranbestandteilen, Enzymen u.a., verändern [9]. Dadurch werden enzymatisch katalysierte Reaktionen und biochemische Prozesse mit elektrostatischen Wechselwirkungen beeinflusst [23]. Auch Ionenverteilung, Transportvorgänge, Erregbarkeit sowie Kontraktionsvorgänge werden durch einen nicht- physiologischen pH- Wert verändert und es können so insgesamt tiefgreifende Störungen lebenswichtiger Zell- und Organleistungen verursacht werden [14].

Wasserstoffprotonen und Hydroxid- Ionen, die den pH- Wert beeinflussen könnten, entstehen durch viele Stoffwechselaktivitäten unseres Körpers. Ein Säureüberschuss, also ein Zuviel an Wasserstoffprotonen, entsteht durch den oxidativen Abbau sämtlicher organischer Verbindungen in Form von Kohlendioxid (CO2), welches sich mit Wasser zur Kohlensäure (H2CO3) verbindet, sowie beim anaeroben Abbau von Glucose in Form von Milchsäure, welche zu Lactat- und H+ dissoziiert. Bei einer übermäßigen Bildung von Ketonkörpern[2] – verursacht z.B. durch eine Aktivierung des Hungerstoffwechsels, eine sehr fettreiche und gleichzeitig kohlenhydratarme Ernährung oder einen nicht eingestellten Diabetes mellitus – können nicht mehr alle oxidativ abgebaut werden. Durch die Dissoziation der überzähligen Ketonkörper werden H+- Ionen freigesetzt [19]. Ein weiterer großer Säurelieferant ist der Abbau von Sulfat- und Phosphatgruppen enthaltenden Proteinen, vor allem der schwefelhaltigen Aminosäuren Methionin und Cystein. Durch den Abbau entsteht Schwefelsäure (H2SO4), die zu Sulfat (SO42- ) und 2H+ dissoziiert. Durch den Abbau von Molekülen, die anorganische Phosphate oder Phosphatester enthalten, entsteht Phosphorsäure, die wiederum zu (Di- )Hydrogenphosphat (H2PO4- bzw. HPO42- ) und einem bzw. zwei Wasserstoffprotonen dissoziiert ([9], [23]).

Ein Basenüberschuss, also ein Zuviel an Hydroxid- Ionen, entsteht durch Aufnahme pflanzlicher Nahrung, vor allem durch die so aufgenommenen alkalisch wirkenden Mineralstoffverbindungen wie z.B. Natriumcarbonat (Na2CO3- ), welches über Carbonat (CO32- ) in Verbindung mit Wasser zu Hydrogencarbonat (HCO3- ) und einem Hydroxid- Ion reagiert [11].

2.2.1 Regulationsmechanismen

Bei einer normalen gemischten Ernährung mit etwa 1- 2g Eiweiß pro kg Körpergewicht befinden sich Säuren- und Basenlieferanten nicht im Gleichgewicht, es entstehen bei der Verstoffwechslung überwiegend Säuren [14]. Dagegen entsteht bei einer lactovegetabilen[3] Kostform ein Überschuss an Basen [23]. Um die teilweise engen pH- Toleranzbereiche im Körper nicht zu verlassen, müssen also Regulationsmechanismen existieren, die einen plötzlichen pH- Wert- Abfall oder - Anstieg verhindern bzw. in physiologischen Grenzen halten.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Tab. 2: „Übersicht der Blutpuffersysteme“ (eigene Darstellung nach [23])

Es gibt Mechanismen zur pH- Regulation, die innerhalb von Zellen, also intrazellulär wirksam werden und solche, die sich außerhalb der Zellen, also extrazellulär, befinden. Da kaum Möglichkeiten existieren, die Wirkung zellulärer Bestandteile auf den pH- Wert zu messen, ist über intrazelluläre Puffersysteme kaum etwas bekannt. Als Indikator für den extrazellulären pH- Zustand wird das Blut herangezogen. Die Blutpuffersysteme zur pH- Regulation können in zwei Obergruppen eingeteilt werden. Zum einen den Bicarbonat- Puffer, der mit circa 75% der Gesamtpufferleistung am wichtigsten ist und zum anderen drei weitere Puffer, die unter dem Begriff Nicht- Bicarbonat- Puffer zusammengefasst werden und etwa 25% der Gesamtpufferleistung ausmachen (Tabelle 2) [23].

Der Bicarbonat- Puffer besteht aus Kohlensäure und Hydrogencarbonat. Ein saures Endprodukt des Stoffwechsels ist Kohlendioxid (CO2), welches im Körper teilweise mit Wasser reagiert, wodurch Kohlensäure (H2CO3) entsteht. Diese kann wiederum spontan in ein Proton und ein Hydrogencarbonat (HCO3- ) zerfallen und so den pH- Wert des Blutes beeinflussen [5]:

CO2 + H2O ↔ H2CO3 ↔ H+ + HCO3-

Kohlendioxid Wasser Kohlensäure Wasserstoffproton Hydrogencarbonat

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Abb. 3: „Pufferwirkung des Bicarbonatpuffers“

(eigene Darstellung)

Gelangen nun durch Stoffwechselvorgänge Protonen ins Blut, sinkt die Zerfallsrate der Kohlensäure und somit auch die Entstehung freier Protonen. Diese bleiben in der Vorstufe, der Kohlensäure, gebunden und die Protonen aus dem Stoffwechsel bewirken keine Absenkung des pH- Wertes (Abbildung 3).

Auch ein Zuviel an Hydroxid- Ionen, das basische Auswirkungen auf den Blut- pH- Wert hätte, kann auf diese Weise abgefangen werden [5]. Das Bicarbonat- System ist ein offenes System; es ist durch regulierte Kohlendioxid- Abgabe über die Lunge sowie Protonen- Ausscheidung über die Niere als einziges Blutpuffersystem in der Lage, sich zu regenerieren. Die Lunge ist zu einer kompensatorischen Atemregulation, also einer Anpassung der Lungenleistung, fähig. Eine gesteigerte Konzentration von Kohlendioxid im Blut, verursacht durch einen angestiegenen Protonengehalt im Plasma, signalisiert der Lunge das Atemvolumen zu erhöhen. Dadurch steigert sich der Gasaustausch und die Kohlendioxidkonzentration fällt. Eine herabgesetzte Konzentration von Kohlendioxid, verursacht durch einen gesunkenen Protonengehalt im Plasma, signalisiert der Lunge dagegen das Atemvolumen zu senken. Durch den dadurch verringerten Gasaustausch wird die Kohlendioxidkonzentration angehoben. Die Regeneration des Bicarbonatpuffers durch die Lunge kann in wenigen Minuten erfolgen, die Wasserstoffprotonenbilanz bliebt jedoch unverändert, da keine Ausscheidung stattgefunden hat [23]. Dies kann nur über die Niere, also renal, durch Wasserstoffprotonensekretion geschehen. Im Nierengewebe wird aus Kohlendioxid und Wasser enzymatisch Kohlensäure regeneriert, welche anschließend teilweise zu Hydrogencarbonat und einem Wasserstoffproton dissoziiert. Dieses wird entweder direkt in das renale Kanalsystem abgegeben oder gegen im Primärharn enthaltene Natrium- Ionen ausgetauscht und schließlich als Ion oder an Ammoniak gebunden als Harnstoff durch den Harn ausgeschieden [4].

[...]


[1] Stoffe, die Strom statt über Elektronen über Ionen leiten (Säuren, Basen, Salze). Biologische Elektrolyte: osmotisch wirksame Salze; wichtig zur Aufrechterhaltung des osmotischen Drucks in Zellen [8].

[2] Zusammenfassende Bezeichnung für Acetacetat, 3- Hydroxybutyrat und Aceton. Erstere entstammen hauptsächlich dem Fettstoffwechsel, Aceton ist ein Stoffwechselendprodukt [8].

[3] Fleisch, Fisch und Eier werden gemieden; Ernährung besteht aus pflanzlichen Nahrungsmitteln sowie Milch und Milchprodukten [1].

Ende der Leseprobe aus 33 Seiten

Details

Titel
Schulmedizinisches und naturheilkundliches Verständnis des Säure-Basen-Haushalts
Note
1,3
Autor
Jahr
2006
Seiten
33
Katalognummer
V280262
ISBN (eBook)
9783656732624
ISBN (Buch)
9783668137318
Dateigröße
626 KB
Sprache
Deutsch
Schlagworte
schulmedizinisches, verständnis, säure-basen-haushalts
Arbeit zitieren
Silvia Pretzel (Autor), 2006, Schulmedizinisches und naturheilkundliches Verständnis des Säure-Basen-Haushalts, München, GRIN Verlag, https://www.grin.com/document/280262

Kommentare

  • Noch keine Kommentare.
Im eBook lesen
Titel: Schulmedizinisches und naturheilkundliches Verständnis des Säure-Basen-Haushalts



Ihre Arbeit hochladen

Ihre Hausarbeit / Abschlussarbeit:

- Publikation als eBook und Buch
- Hohes Honorar auf die Verkäufe
- Für Sie komplett kostenlos – mit ISBN
- Es dauert nur 5 Minuten
- Jede Arbeit findet Leser

Kostenlos Autor werden