4.7: بافرها
- Page ID
- 216224
\( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \)
\( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)
\( \newcommand{\dsum}{\displaystyle\sum\limits} \)
\( \newcommand{\dint}{\displaystyle\int\limits} \)
\( \newcommand{\dlim}{\displaystyle\lim\limits} \)
\( \newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)
( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\)
\( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\)
\( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\)
\( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\)
\( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)
\( \newcommand{\id}{\mathrm{id}}\)
\( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)
\( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\)
\( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\)
\( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\)
\( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\)
\( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\)
\( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\)
\( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\)
\( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\AA}{\unicode[.8,0]{x212B}}\)
\( \newcommand{\vectorA}[1]{\vec{#1}} % arrow\)
\( \newcommand{\vectorAt}[1]{\vec{\text{#1}}} % arrow\)
\( \newcommand{\vectorB}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \)
\( \newcommand{\vectorC}[1]{\textbf{#1}} \)
\( \newcommand{\vectorD}[1]{\overrightarrow{#1}} \)
\( \newcommand{\vectorDt}[1]{\overrightarrow{\text{#1}}} \)
\( \newcommand{\vectE}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash{\mathbf {#1}}}} \)
\( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \)
\(\newcommand{\longvect}{\overrightarrow}\)
\( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)
\(\newcommand{\avec}{\mathbf a}\) \(\newcommand{\bvec}{\mathbf b}\) \(\newcommand{\cvec}{\mathbf c}\) \(\newcommand{\dvec}{\mathbf d}\) \(\newcommand{\dtil}{\widetilde{\mathbf d}}\) \(\newcommand{\evec}{\mathbf e}\) \(\newcommand{\fvec}{\mathbf f}\) \(\newcommand{\nvec}{\mathbf n}\) \(\newcommand{\pvec}{\mathbf p}\) \(\newcommand{\qvec}{\mathbf q}\) \(\newcommand{\svec}{\mathbf s}\) \(\newcommand{\tvec}{\mathbf t}\) \(\newcommand{\uvec}{\mathbf u}\) \(\newcommand{\vvec}{\mathbf v}\) \(\newcommand{\wvec}{\mathbf w}\) \(\newcommand{\xvec}{\mathbf x}\) \(\newcommand{\yvec}{\mathbf y}\) \(\newcommand{\zvec}{\mathbf z}\) \(\newcommand{\rvec}{\mathbf r}\) \(\newcommand{\mvec}{\mathbf m}\) \(\newcommand{\zerovec}{\mathbf 0}\) \(\newcommand{\onevec}{\mathbf 1}\) \(\newcommand{\real}{\mathbb R}\) \(\newcommand{\twovec}[2]{\left[\begin{array}{r}#1 \\ #2 \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\ctwovec}[2]{\left[\begin{array}{c}#1 \\ #2 \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\threevec}[3]{\left[\begin{array}{r}#1 \\ #2 \\ #3 \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\cthreevec}[3]{\left[\begin{array}{c}#1 \\ #2 \\ #3 \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\fourvec}[4]{\left[\begin{array}{r}#1 \\ #2 \\ #3 \\ #4 \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\cfourvec}[4]{\left[\begin{array}{c}#1 \\ #2 \\ #3 \\ #4 \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\fivevec}[5]{\left[\begin{array}{r}#1 \\ #2 \\ #3 \\ #4 \\ #5 \\ \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\cfivevec}[5]{\left[\begin{array}{c}#1 \\ #2 \\ #3 \\ #4 \\ #5 \\ \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\mattwo}[4]{\left[\begin{array}{rr}#1 \amp #2 \\ #3 \amp #4 \\ \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\laspan}[1]{\text{Span}\{#1\}}\) \(\newcommand{\bcal}{\cal B}\) \(\newcommand{\ccal}{\cal C}\) \(\newcommand{\scal}{\cal S}\) \(\newcommand{\wcal}{\cal W}\) \(\newcommand{\ecal}{\cal E}\) \(\newcommand{\coords}[2]{\left\{#1\right\}_{#2}}\) \(\newcommand{\gray}[1]{\color{gray}{#1}}\) \(\newcommand{\lgray}[1]{\color{lightgray}{#1}}\) \(\newcommand{\rank}{\operatorname{rank}}\) \(\newcommand{\row}{\text{Row}}\) \(\newcommand{\col}{\text{Col}}\) \(\renewcommand{\row}{\text{Row}}\) \(\newcommand{\nul}{\text{Nul}}\) \(\newcommand{\var}{\text{Var}}\) \(\newcommand{\corr}{\text{corr}}\) \(\newcommand{\len}[1]{\left|#1\right|}\) \(\newcommand{\bbar}{\overline{\bvec}}\) \(\newcommand{\bhat}{\widehat{\bvec}}\) \(\newcommand{\bperp}{\bvec^\perp}\) \(\newcommand{\xhat}{\widehat{\xvec}}\) \(\newcommand{\vhat}{\widehat{\vvec}}\) \(\newcommand{\uhat}{\widehat{\uvec}}\) \(\newcommand{\what}{\widehat{\wvec}}\) \(\newcommand{\Sighat}{\widehat{\Sigma}}\) \(\newcommand{\lt}{<}\) \(\newcommand{\gt}{>}\) \(\newcommand{\amp}{&}\) \(\definecolor{fillinmathshade}{gray}{0.9}\)در پایان این بخش، شما قادر خواهید بود:
- ترکیب و عملکرد بافرهای اسید-باز را توصیف کنید
- pH بافر را قبل و بعد از افزودن اسید یا باز اضافه شده محاسبه کنید
محلول حاوی مقادیر قابل توجهی از یک جفت اسید و باز مزدوج ضعیف، یک محلول بافر یا یک بافر نامیده می شود. محلول های بافر در برابر تغییر pH هنگامی که مقدار کمی از یک اسید قوی یا یک باز قوی اضافه می شود مقاومت می کنند (شکل\(\PageIndex{1}\)). یک محلول اسید استیک و استات سدیم (CH 3 COOH + CH 3 CoONA) نمونه ای از یک بافر است که از یک اسید ضعیف و نمک آن تشکیل شده است. نمونهای از یک بافر که از یک باز ضعیف تشکیل شده و نمک آن محلولی از آمونیاک و کلرید آمونیوم (NH 3 (aq) + NH 4 Cl (aq)) است.
چگونه بافرها کار می کنند
برای نشان دادن عملکرد یک محلول بافر، مخلوطی از مقادیر تقریباً مساوی اسید استیک و استات سدیم را در نظر بگیرید. حضور یک جفت اسید و باز مزدوج ضعیف در محلول، توانایی خنثی کردن مقادیر متوسط اسید یا باز قوی اضافه شده را فراهم می کند. به عنوان مثال، باز قوی اضافه شده به این محلول یون هیدرونیوم را خنثی خواهد کرد، و باعث می شود تعادل یونیزاسیون اسید استیک به سمت راست حرکت کند و مقادیر اضافی باز مزدوج ضعیف (یون استات) را تولید کند:
\[\ce{CH_3 CO_2 H (aq) + H2O(l) <=> H3O^{+}(aq) + CH_3 CO_2^{-}(aq)} \nonumber \]
به همین ترتیب، اسید قوی اضافه شده به این محلول بافر تعادل یونیزاسیون بالا را به سمت چپ تغییر می دهد و مقادیر اضافی اسید مزدوج ضعیف (اسید استیک) را تولید می کند. شکل یک تصویر گرافیکی از تغییرات در غلظت شریک مزدوج که در این محلول بافر رخ می \(\PageIndex{2}\) دهد زمانی که اسید و باز قوی اضافه می شوند، ارائه می دهد. عمل بافر محلول اساساً نتیجه تبدیل اسید و باز قوی اضافه شده به اسید و باز ضعیف است که جفت مزدوج بافر را تشکیل می دهند. اسید و باز ضعیف تر تنها تحت یونیزاسیون جزئی قرار می گیرند، در مقایسه با یونیزاسیون کامل اسید و باز قوی، و pH محلول، بنابراین، بسیار کمتر از آن در یک محلول بدون بافر تغییر می کند.
بافر استات در مطالعات بیوشیمیایی آنزیم ها و سایر اجزای شیمیایی سلول ها برای جلوگیری از تغییرات pH که ممکن است بر فعالیت بیوشیمیایی این ترکیبات تأثیر بگذارد، استفاده می شود.
- محاسبه pH یک بافر استات است که مخلوط با 0.10 M اسید استیک و 0.10 M استات سدیم است.
- محاسبه pH پس از 1.0 میلی لیتر از 0.10 NaOH به 100 میلی لیتر از این بافر اضافه شده است.
- برای مقایسه، pH را محاسبه کنید پس از 1.0 میلی لیتر 0.10 M NaOH به 100 میلی لیتر محلول محلول بدون بافر با pH 4.74 اضافه می شود.
راه حل
(a) پیروی از رویکرد ICE به این محاسبه تعادل، موارد زیر را به دست می آورد:
جایگزینی عبارات غلظت تعادل به عبارت K a\(x \ll 0.10\)، فرض و حل معادله ساده شده برای بازده \(x\)
\[x=1.8 \times 10^{-5}~\text{M} \nonumber \]
\[\left[ \ce{H3O^{+}} \right]=0+x=1.8 \times 10^{-5}~\text{M} \nonumber \]
\ [\ begin {align*}
pH &=-\ log\ left [\ ce {H3O^ {+}}\ راست]\\\ [4pt]
&=-\ log\ left (1.8\ بار 10^ {-5}\ راست)\\ [4pt]
&= 4.74\ end {align*}\nشماره\]
(ب) محاسبه pH پس از 1.0 میلی لیتر از 0.10 M NaOH به 100 میلی لیتر از این بافر اضافه شده است.
اضافه کردن باز قوی برخی از اسید استیک را خنثی می کند و یون استات پایه مزدوج را تولید می کند. غلظت های جدید این دو جزء بافر را محاسبه کنید، سپس محاسبه تعادل بخش (a) را با استفاده از این غلظت های جدید تکرار کنید.
\[0.0010~ \cancel{\text{L}} \times \left(\dfrac{0.10 ~\text{mol} ~\ce{NaOH}}{1 ~ \text{L}}\right)=1.0 \times 10^{-4}~\text{mol} ~ \ce{NaOH} \nonumber \]
مقدار مولی اولیه اسید استیک است
\[0.100 ~ \cancel{\text{L}} \times\left(\frac{0.100~ \text{mol} ~ \ce{CH3CO2H} }{1 ~ \cancel{\text{L}} }\right)=1.00 \times 10^{-2} ~\text{mol} ~ \ce{CH3CO2H} \nonumber \]
مقدار اسید استیک باقی مانده پس از بعضی از آنها توسط پایه اضافه شده خنثی می شود
\[\left(1.0 \times 10^{-2}\right)-\left(0.01 \times 10^{-2}\right)=0.99 \times 10^{-2} ~\text{mol} ~ \ce{CH3CO2H} \nonumber \]
یون استات تازه تشکیل شده، همراه با استات موجود در ابتدا، غلظت استات نهایی را می دهد
\[\left(1.0 \times 10^{-2}\right) + \left(0.01 \times 10^{-2}\right)=1.01 \times 10^{-2}~ \text{mol} ~ \ce{NaCH3CO2} \nonumber \]
محاسبه غلظت مولی برای دو جزء بافر:
\ [\ begin {align*}
\ left [\ ce {CH3CO2H}\ right] & =\ frac {9.9\ بار 10^ {-3} ~\ text {mol}} {0.101 ~\ text {L}} =0.098 ~\ text {M}\ [4pt]\ left [\ ce {nach3CO2}\ right] & =
\ frac {1.01 بار\ 10^ {-2} ~\ text {mol}} {0.101 ~\ text {L}} = 0.100 ~\ text {M}\ end {align*}\nشماره\]
با استفاده از این غلظت ها، pH محلول ممکن است در قسمت (a) بالا محاسبه شود، pH = 4.75 (فقط کمی متفاوت از قبل از اضافه کردن پایه قوی).
(ج) برای مقایسه، محاسبه pH پس از 1.0 میلی لیتر از 0.10 M NaOH به 100 میلی لیتر از محلول یک محلول بدون بافر با pH 4.74 اضافه شده است.
مقدار یون هیدرونیوم در ابتدا در محلول وجود دارد
\ [\ begin {align*}
\ left [\ ce {H3O^ {+}}\ right] &=10^ {-4.74} =1.8\ بار 10^ {-5} ~\ text {M}\\ [4pt]
\ text {mol} ~\ ce {H3O^ {+}} & =( 0.100 ~\ text {L})\ left (\ 1.8 بار 10^ {+} 5} ~\ text {M}\ right) =1.8\ بار 10^ {-6} ~\ text {mol} ~\ ce {H3O^ {+}}\ end {align*}\nشماره\]
مقدار یون هیدروکسید اضافه شده به محلول است
\[mol OH^{-}=(0.0010 L)(0.10 M)=1.0 \times 10^{-4} mol \ce{OH^{-}} \nonumber \]
هیدروکسید اضافه شده یون هیدرونیوم را از طریق واکنش خنثی می کند
\[\ce{H3O^{+}(aq) + OH^{-}(aq) \leftrightharpoons 2 H2O(l)} \nonumber \]
استوکیومتری 1:1 این واکنش نشان می دهد که بیش از حد هیدروکسید اضافه شده است (مقدار مولی بیشتر از یون هیدرونیوم موجود در ابتدا).
مقدار یون هیدروکسید باقی مانده است
\[1.0 \times 10^{-4} mol -1.8 \times 10^{-6} mol =9.8 \times 10^{-5} mol OH^{-} \nonumber \]
مربوط به مولاریته هیدروکسید از
\[\dfrac{9.8 \times 10^{-5}~\text{mol}~\ce{OH^{-}}}{0.101~\text{L}}=9.7 \times 10^{-4} M \nonumber \]
سپس pH محلول محاسبه می شود
\[pH =14.00- pOH =14.00 - -\log \left(9.7 \times 10^{-4}\right)=10.99 \nonumber \]
در این محلول بدون بافر، افزودن پایه باعث افزایش قابل توجهی در pH (از 4.74 به 10.99) در مقایسه با افزایش بسیار جزئی برای محلول بافر در بخش (b) (از 4.74 به 4.75) می شود.
نشان می دهد که اضافه کردن 1.0 میلی لیتر pH 100 میلی لیتر \(1.8 \times 10^{−5} ~\text{M}~\ce{HCl}\) محلول را از 4.74 به 3.00 \(0.10~\text{M}~\ce{HCl}\) تغییر می دهد.
- پاسخ
-
pH اولیه\(1.8 \times 10^{−5} ~\text{M}~\ce{HCl}\)؛
\[\text{pH} = −\log[\ce{H3O^{+}}] = −\log[1.8 \times 10^{−5}] = 4.74 \nonumber \]
مول های H 3 O + در 100 میلی لیتر\(1.8 \times 10^{−5} ~\text{M}~\ce{HCl}\)؛ \[(1.8 \times 10^{−5}~\text{moles/L})\times (0.100 ~\text{L} = 1.8 \times 10^{−6}~\text{mol}\nonumber \]
مول های H 3 O + اضافه شده با اضافه کردن 1.0 میلی لیتر از 0.10 M HCl: \[(0.10~\text{moles/L}) \times (0.0010~ \text{L}) = 1.0 \times 10^{−4}~\text{mol} \nonumber \]
pH نهایی پس از اضافه کردن 1.0 میلی لیتر از 0.10 M HCl:
\[pH =-\log \left[ \ce{H3O^{+}} \right]=-\log \left(\frac{\text { total moles } \ce{H3O^{+}}}{\text {total volume }}\right)=-\log \left(\frac{1.0 \times 10^{-4} mol +1.8 \times 10^{-6}~\text{mol}}{101~\text{mL} \left(\frac{1~\text{L} }{1000~\text{mL}}\right)}\right) = 3.00 \nonumber \]
ظرفیت بافر
محلول های بافر ظرفیت نامحدودی برای ثابت نگه داشتن pH نسبتاً ثابت ندارند (شکل\(\PageIndex{3}\)). در عوض، توانایی یک محلول بافر برای مقاومت در برابر تغییرات pH به حضور مقادیر قابل توجهی از جفت اسید و باز ضعیف آن بستگی دارد. هنگامی که اسید یا باز به اندازه کافی قوی اضافه می شود تا غلظت هر یک از اعضای جفت بافر را به میزان قابل توجهی کاهش دهد، عمل بافر در محلول به خطر می افتد.
ظرفیت بافر مقدار اسید یا باز است که می تواند به یک حجم داده شده از یک محلول بافر اضافه شود قبل از اینکه pH به طور قابل توجهی تغییر کند، معمولا یک واحد. ظرفیت بافر به مقادیر اسید ضعیف و باز مزدوج آن که در مخلوط بافر هستند بستگی دارد. به عنوان مثال، 1 لیتر از محلول که 1.0 M در اسید استیک و 1.0 M در استات سدیم است، ظرفیت بافر بیشتری نسبت به 1 لیتر محلول دارد که 0.10 M در اسید استیک و 0.10 M در استات سدیم است، حتی اگر هر دو محلول دارای pH یکسان باشند. محلول اول ظرفیت بافر بیشتری دارد زیرا حاوی اسید استیک و یون استات بیشتری است.
انتخاب مخلوط بافر مناسب
دو قانون مفید برای انتخاب مخلوط بافر وجود دارد:
- یک مخلوط بافر خوب باید در حدود غلظت مساوی از هر دو اجزای آن داشته باشد. یک راه حل بافر به طور کلی مفید بودن خود را از دست داده است زمانی که یک جزء از جفت بافر کمتر از حدود 10٪ از دیگر است. شکل \(\PageIndex{4}\) نشان می دهد که چگونه pH تغییر می کند برای یک بافر یون اسید استیک استات به عنوان پایه اضافه شده است. pH اولیه 4.74 است. تغییر 1 واحد pH زمانی رخ می دهد که غلظت اسید استیک به 11٪ از غلظت یون استات کاهش می یابد.
شکل\(\PageIndex{4}\): تغییر pH به عنوان افزایش مقدار محلول 0.10-M NaOH به 100 میلی لیتر محلول بافر اضافه می شود که در ابتدا [CH 3 CO 2 H] = 0.10 M و توجه داشته باشید که عمل بافر بسیار کاهش یافته پس از ظرفیت بافر رسیده است، در نتیجه با افزودن پایه قوی تر، pH به شدت افزایش می یابد. - اسیدهای ضعیف و نمک های آنها به عنوان بافر برای pH های کمتر از 7 بهتر است. بازهای ضعیف و نمک های آنها به عنوان بافر برای PH های بزرگتر از 7 بهتر است.
خون یک نمونه مهم از یک محلول بافر است که اسید و یون اصلی مسئول عمل بافر اسید کربنیک و یون بی کربنات است. \(\ce{H2CO3}\) \(\ce{HCO3^{-}}\) هنگامی که یک یون هیدرونیوم به جریان خون وارد می شود، در درجه اول توسط واکنش حذف می شود:
\[\ce{H3O^{+}(aq) + HCO_3^{-}(aq) \longrightarrow H_2 CO_3(aq) + H2O(l)} \nonumber \]
یون هیدروکسید اضافه شده توسط واکنش حذف می شود:
\[\ce{ OH^{-}(aq) + H_2CO_3(aq) \longrightarrow HCO_3^{-}(aq) + H2O(l)} \nonumber \]
بنابراین اسید یا باز قوی اضافه شده به طور موثری به اسید یا باز بسیار ضعیف تر جفت بافر تبدیل می شود (H 3 O + به H 2 CO 3 تبدیل می شود و OH - به HCO 3 - تبدیل می شود). بنابراین pH خون انسان بسیار نزدیک به مقدار تعیین شده توسط جفت بافر PkA، در این مورد، 7.35 باقی می ماند. تغییرات طبیعی در pH خون معمولا کمتر از 0.1 است و تغییرات pH 0.4 یا بیشتر احتمالا کشنده است.
معادله هندرسون-هاسلبالچ
بیان یونیزاسیون ثابت برای یک راه حل یک اسید ضعیف می تواند به صورت زیر نوشته شود:
\[K_{ a }=\frac{\left[ \ce{H3O^{+}} \right]\left[ \ce{A^{-}} \right]}{[ \ce{HA} ]} \nonumber \]
بازآرایی برای حل برای [H 3 O +] نتیجه میدهد:
\[\left[ \ce{H3O^{+}} \right]=K_{ a } \times \frac{[ \ce{HA} ]}{\left[ \ce{A^{-}} \right]} \nonumber \]
با گرفتن لگاریتم منفی هر دو طرف این معادله به دست می آید
\[-\log \left[ \ce{H3O^{+}} \right]=-\log K_{ a }-\log \frac{[ \ce{HA} ]}{\left[ \ce{A^{-}} \right]} \nonumber \]
که می تواند به صورت نوشته شود
\[pH = p K_{ a }+\log \frac{\left[ \ce{A^{-}} \right]}{[ \ce{HA} ]} \nonumber \]
که در آن p K a منفی لگاریتم ثابت یونیزاسیون اسید ضعیف است (p K a = −log K a). این معادله مربوط به pH، ثابت یونیزاسیون یک اسید ضعیف و غلظت جفت اسید مزدوج ضعیف در یک محلول بافر است. دانشمندان اغلب از این عبارت که معادله Henderson-Hasselbalch نامیده می شود، برای محاسبه pH محلول های بافر استفاده می کنند. توجه به این نکته مهم است که فرض «x کوچک است» برای استفاده از این معادله باید معتبر باشد.
لارنس جوزف هندرسون (۱۸۷۸—۱۹۴۲) یک پزشک، بیوشیمیست و فیزیولوژیست آمریکایی بود که تنها چند مورد از پیروانش را نام برد. او مدرک پزشکی را از هاروارد گرفت و سپس 2 سال را در استراسبورگ، سپس بخشی از آلمان، قبل از بازگشت به سمت استاد در هاروارد، تحصیل کرد. او در نهایت استاد دانشگاه هاروارد شد و تمام عمر خود را در آنجا کار کرد. او کشف کرد که تعادل اسید و باز در خون انسان توسط یک سیستم بافر تشکیل شده توسط دی اکسید کربن محلول در خون تنظیم می شود. او در سال ۱۹۰۸ معادلهای برای توصیف سیستم بافر کربنیک اسید-کربنات در خون نوشت. هندرسون به طور گسترده ای آگاه بود؛ علاوه بر تحقیقات مهم خود در مورد فیزیولوژی خون، او همچنین در مورد سازگاری ارگانیسم ها و تناسب آنها با محیط زیست، جامعه شناسی و آموزش دانشگاهی نوشت. او همچنین آزمایشگاه خستگی را در مدرسه کسب و کار هاروارد تاسیس کرد که فیزیولوژی انسان را با تمرکز ویژه بر کار در صنعت، ورزش و تغذیه مورد بررسی قرار داد.
در سال 1916، کارل آلبرت هاسلبالچ (1874—1962)، پزشک و شیمیدان دانمارکی، در مقاله ای با کریستین بور در سال 1904 که اثر بور را توصیف کرد، که نشان داد توانایی هموگلوبین در خون برای اتصال به اکسیژن با اسیدیته خون و غلظت دی اکسید کربن رابطه معکوس دارد. مقیاس pH در سال 1909 توسط یک دانمارکی دیگر به نام سورنسن معرفی شد و در سال 1912، هاسلبالچ اندازه گیری های pH خون را منتشر کرد. در سال ۱۹۱۶ هاسلبالچ معادله هندرسون را به صورت لگاریتمی بیان کرد که با مقیاس لگاریتمی pH سازگار بود و به این ترتیب معادله هندرسون-هاسلبالچ متولد شد.
pH طبیعی خون انسان حدود 7.4 است. سیستم بافر کربنات در خون از واکنش تعادل زیر استفاده می کند:
\[\ce{CO_2(g) + 2 H2O(l) <=> H2CO3(aq) <=> HCO_3^{-}(aq) + H3O^{+}(aq)} \nonumber \]
غلظت اسید \(\ce{H2CO3}\) کربنیک، تقریبا 0.0012 M و غلظت یون کربنات هیدروژن، حدود 0.024 M است. با استفاده از معادله Henderson-Hasselbalch و p K a اسید کربنیک در دمای بدن، می توانیم pH خون را محاسبه کنیم:
\[pH = pK_{a} + \log \dfrac{[\text { base }]}{[\text { acid }]} = 6.4 + \log \frac{0.024}{0.0012} = 7.7 \nonumber \]
این واقعیت که \(\ce{H2CO3}\) غلظت به طور قابل توجهی کمتر از \(\ce{HCO3^{-}}\) یون است ممکن است غیر معمول به نظر برسد، اما این عدم تعادل به این دلیل است که بیشتر محصولات جانبی متابولیسم ما که وارد جریان خون ما می شوند اسیدی هستند. بنابراین، باید نسبت بیشتری از پایه نسبت به اسید وجود داشته باشد، به طوری که ظرفیت بافر بیش از حد نخواهد بود.
اسید لاکتیک در عضلات ما هنگام ورزش تولید می شود. همانطور که اسید لاکتیک وارد جریان خون می شود، توسط یون خنثی می شود و H 2 CO 3 تولید می کند. آنزیم سپس تجزیه اسید کربنیک اضافی به دی اکسید کربن و آب را تسریع می کند که می تواند با تنفس از بین برود. در واقع، علاوه بر اثرات تنظیم کننده سیستم بافر کربنات بر pH خون، بدن از تنفس برای تنظیم pH خون استفاده می کند. اگر pH خون بیش از حد کاهش یابد، افزایش تنفس CO 2 را از خون از طریق ریه ها رانندگی واکنش تعادل را به طوری که [H 3 O +] کاهش می یابد، حذف می کند. اگر خون بیش از حد قلیایی باشد، میزان تنفس پایین تر غلظت CO 2 را در خون افزایش می دهد، واکنش تعادل را به روش دیگری هدایت می کند، [H +] را افزایش می دهد و pH مناسب را بازیابی می کند.
اطلاعات مربوط به سیستم بافر موجود در آبهای طبیعی را مشاهده کنید.