Som kapitel 3 forklarede, påvirker pH mange kemiske reaktioner i laboratoriet og næsten alle fysiologiske processer i kroppen. Derfor er det at opretholde en korrekt pH, enten i et reagensglas eller i en levende celle, altafgørende. I et reagensglas, kan pH værdien for eksempel falde som CO2 fra luften, opløses i det og danner kulsyre. Men pH kan være højere end forventet, hvis der er spor af rengøringsmidler på glasvarerne som opløsningerne fremstilles i. I en levende celle, vil pH falde hurtigt, som de sure produkter af almindelig metabolisme akkumuleres.

Men når pH af en opløsning er bufferet, ændres den ikke væsentligt, når en syre (H+) eller en base (OH) kommer ind i systemet i en lille mængde. Hvad der udfører buffering, er visse kemiske stoffer der findes i opløsningen, som fjerner overskydende H+ eller OH som hver af dem opstår, hvorved pH opretholdes omring den samme værdi.


Syre dissociationskonstanten

En syre (HA), er et stof der dissocierer i vand, til opnåelse af en hydrogenion (H+) og en base (A). Faktisk kan A betragtes som den konjugerede base af HA og HA som den konjugerede syre af A. Sammen, er de to et konjugat syre-basepar:

Stærke syrer, dissocierer fuldstændigt, mens svage syrer kun delvist dissocierer og danner en ligevægt mellem HA, H+ og A. Denne ligevægt kvantificeres ved konstanten Ka:

hvor hvert par i kantet parentes repræsenterer molaritet.

Konstanten ”Ka” går under flere navne, hvor det mest almindelige er syre dissociationskonstanten. Den sætter et tal på styrken af en syre. Som styrken øges, jo mere dissocierer syren; følgelig går [H+] og [A] op, [HA] går ned og værdien af Ka stiger. Omvendt, som styrken af en syre aftager, dissocierer syren mindre; følgelig går [H+] og [A] ned, [HA] stiger og værdien af Ka falder. Således er Ka parallel med syrens styrke. Hvis for eksempel Ka af syre X er 1,0 ∙ 10-5 og Ka af syre Y er 4,0 ∙ 10-6, så er syre X stærkere end syre Y.

Husk på, at pH forenkler udtrykket af H+ koncentrationen i en opløsning:

Tilsvarende forenkler pKa udtrykket for dissociationskonstanten af en syre:

Ligesom pH og [H+] bevæger sig i modsatte retninger, gør pKa og Ka det også. En stærk syre har en høj Ka og en lav pKa, mens en svag svagere syre har en lav Ka og en høj pKa.


Hvordan et buffersystem fungerer

Når pH er bufferet som tidligere nævnt, er et kemisk stof til stede i opløsningen der fjerner overskydende H+ eller OH efterhånden som en af disse opstår og opretholder derved pH. Bufferstoffet, er selv en svag syre (HA) i ligevægt med sin konjugerede base (A). Hvis H+ kommer ind i systemet, vil den konjugerede base, A, reagere med det og danne HA.

Følgelig, akkumuleres H+ ikke så hurtig, som den ellers ville og pH forbliver tæt på sin oprindelige værdi. Hvis OH kommer ind i systemet, så reagerer HA med det og danner vand og A:

Så længe der er tilstrækkeligt med A til stede til at optage H+, sammen med tilstrækkeligt HA til at eliminere OH, er pH bufferet. Vi kan forberede pH bufferede opløsninger (almindeligvis kaldt ”buffere”), ved at opløse HA og et salt af A i kendte mængder. For at gøre dette, benytter vi en særlig ligning, der vedrører [HA], [A], pH og pKa.


Henderson-Hasselbalch ligningen

For at forberede en buffer ved en udvalgt pH, bruges Henderson-Hasselbalch ligningen:

Denne ligning fortæller os forholdet mellem basekoncentrationen [A] og den konjugerede syre [HA] i en opløsning ved enhver pH, når pKa af HA er kendt. Konjugat syre-basepar buffere, er mest effektive inden for cirka 1 enhed af syrens pKa. Med andre ord, et syre-basepar er mest egnet som buffer når:

Det er omkring dette interval, at koncentrationerne af HA og A er omkring den samme og bufferkapaciteten er på sit højeste.

Lad os antage, at vi vil forberede 1,0 L af n buffer ved pH 5,0, med en total koncentration på 0,10 M for det konjugerede syre-basepar. Vi udvælger en syre med en pKa mellem 4,0 og 6,0. Eddikesyre kvalificerer sig med en pKa på 4,76. Selvfølgelig er der andre overvejelser i at vælge syre-baseparret, som for eksempel reaktivitet i systemet der bliver undersøgt, med disse overvejelser er uden for rammerne af denne bog.

For bufferopløsningen vi forbereder, skal vi nu beregne de nødvendige koncentrationer af eddikesyre (HA) og dens konjugerede base, acetat (A). Først bruger vi Henderson-Hasselbalch ligningen til at give os forholdet mellem [A] og [HA]:

Dette betyder, at opløsningen skal have 1,74 gange så meget A som HA. Fordi vi ved, at den samlede mængde A og HA er 0,10 M, kan vi beregne deres individuelle koncentrationer i opløsningen. Vi starter med forholdet:

Den totale koncentration er 0,10 M:

Substitution giver:

Løsningen for [HA] fås:

Derfor er [A]:

Hvad alt dette betyder er, at hvis vi fremstiller en opløsning af eddikesyre ved 0,0365 M sammen med et salt af dens konjugerede base, som for eksempel natriumacetat, ved 0,635 M, så vil pH værdien være 5,0. Endvidere vil pH værdien være bufferet. Den faktiske pH værdi, kan naturligvis afvige en smule fra 0,5, afhængig af visse faktorer som for eksempel (1) renheden af vores kemikalier, (2) nøjagtigheden af vores måling af volumener, vægte og pH; men vi kan justere pH ved tilsætning af en stærk syre eller base i et forsvindende lille volumen.

Nu da vi kender de endelige koncentrationer af syre-baseparret, kan vi beregne mængden af eddikesyre og natriumacetat vi skal måle op. Vi kan derefter opløse stofferne i vand og fortynde opløsningen til et slutvolumen på 1,0 L.


Fysiologiske syre-base beregninger

Nyrer og lunger, arbejder på at holde pH i blodet mellem 7,35 og 7,45. Men når pH i blodet falder til under 7,35, er der for meget syre til stede; denne tilstand kaldes acidose, der kan ses ved ukontrolleret diabetes mellitus og ved lunge- og nyresygdomme. Når pH i blodet stiger til over 7,45, er der for lidt syre tilstede (eller for meget base); denne tilstand kaldes alkalose, hvilket kan skyldes opkastning, hyperventilation eller hvis man flytter til højere beliggende egne.

Det primære pH-buffersystem i blodet, involverer det konjugerede syre-basepar af kulsyre (H2CO3) og bicarbonat (HCO3):

Koncentrationen af H2CO3 i blodet, er ubetydelig lille, omkring 1.000 gange mindre end koncentrationen af CO2:

hvor dCO2 er koncentrationen af opløst kuldioxid i blodet. Derfor sletter vi [H2CO3] fra den kemiske ligning og får derved:

der behandler CO2 som syren, snarere end H2CO3. Denne ligevægt er katalyseret af enzymet carbonanhydrase, der hvis det mangler, betyder at reaktionen vil forløbe for langsom til at kunne opretholde livet. Som et metabolisk affaldsstof, antager CO2 tre forskellige former i blodet:

  • Som en opløst gas.
  • Som bicarbonation fra reaktionen:
  • Som carbaminohæmoglobin, hvor CO2 er bundet kovalent til hæmoglobin i erythrocytter.

pH i blodet er 7,4 og den relevenate pKa er 6,1. Ved at bruge Henderson-Hasselbalch ligningen, giver kuldioxid/bicarbonat buffersystemet:

Hvad dette forhold fortæller er, at i blodet er [HCO3] 20 gange højere end CO2 koncentrationen.


Fysiologisk buffering

pKa værdien 6,1, krænker retningslinjen der tidligere blev fastslået for, om et konjugerende syre-basepar er egnet som en buffer, hvor pH værdien skal være inden for 1 af pKa værdien. Ikke desto mindre, fortæller Henderson-Hasselbalch ligningen os, at så længe forholdet mellem bicarbonat og opløst kuldioxid forbliver omkring 20, forbliver pH på cirka 7,4. Under normalt forhold, sørger lungerne og nyrerne for at opretholde dette forhold og dermed den rette pH.

Lungerne besvarer et fald i pH (for meget syre) ved hyperventilation, der fjerner mere CO2 fra blodet og dermed sænker koncentrationen af kuldioxid og hæver pH. Men en stigning i ph (for lidt syre) forårsager lungerne at hypoventilere, der tillader CO2 at ophobe sig i blodet og dermed øge koncentrationen af kuldioxid og sænke pH. Ændringer i vejrtrækningen, kan påvirke pH på blot et par sekunder.

Nyrerne regulerer pH ved at styre reabsorption af HCO3 fra urinen og over i blodet. Som pH falder, optager nyrerne mere HCO3 for at reagere med det overskydende H+ og fjerne det fra cirkulationen. Som pH stiger, optager nyrerne mindre HCO3 og tillader mere H+ at akkumulere sig og få pH til at falde. I modsætning til ændringer i hastigheden på vejrtrækningen, kan disse processer tage timer eller dage før de påvirker pH i blodet.


CO2 som opløst gas

Når der er flere opløste gasser over en opløsning, har hver af dem sit eget tryk, kaldet partialtryk. Når man snakker om CO2/HCO3 buffersystemet, bruger vi CO2 koncentrationen, ikke kun fordi J2CO3 koncentrationen er så lav som den er, men også fordi det vi rent faktisk måler i laboratoriet, er partialtrykket af CO2. Henrys lov siger, at opløseligheden af en gas er direkte proportional med dens partialtryk i ligevægt med opløsningen:

hvor S er massen af en gas der opløses, Pgas er partialtrykket af denne gas over opløsningen og k er Henrys konstant for gassen (ved en bestemt temperatur).

Vi kan nemt rationaliserer denne ligning ved at forstå at, for at opløse en gas i en væske, skal gassens atomer eller molekyler, ramme væskens overflade. Ved at øge trykket af en fas i kontakt med en væske, øger kollisionshastigheden med overfladen; mere gas kan opløses og dens koncentration i opløsningen stiger. Opløseligheden er steget med trykket.

Derfor, er koncentrationen af CO2 opløst i en opløsning, relateret til partialtrykket af CO2 over opløsningen ved denne ligning:

hvor  er opløsningskoefficienten (0,0301 mmol/mmHg). Derfor, indsætter vi ”dCO2”, der er ”” ind i Henderson-Hasselbalch ligningen:

I det kliniske laboratorie, kan vi direkte måle pH og PCO2. Fra disse to værdier, kan vi beregne bicarbonatkoncentrationen ved hjælp af Henderson-Hasselbalch ligningen, selvom der eksisterer metoder til at kvatificere den direkte.

Back to Top