14.6: Bộ đệm
- Page ID
- 217663
\( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \)
\( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)
\( \newcommand{\dsum}{\displaystyle\sum\limits} \)
\( \newcommand{\dint}{\displaystyle\int\limits} \)
\( \newcommand{\dlim}{\displaystyle\lim\limits} \)
\( \newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)
( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\)
\( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\)
\( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\)
\( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\)
\( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)
\( \newcommand{\id}{\mathrm{id}}\)
\( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)
\( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\)
\( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\)
\( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\)
\( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\)
\( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\)
\( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\)
\( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\)
\( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\AA}{\unicode[.8,0]{x212B}}\)
\( \newcommand{\vectorA}[1]{\vec{#1}} % arrow\)
\( \newcommand{\vectorAt}[1]{\vec{\text{#1}}} % arrow\)
\( \newcommand{\vectorB}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \)
\( \newcommand{\vectorC}[1]{\textbf{#1}} \)
\( \newcommand{\vectorD}[1]{\overrightarrow{#1}} \)
\( \newcommand{\vectorDt}[1]{\overrightarrow{\text{#1}}} \)
\( \newcommand{\vectE}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash{\mathbf {#1}}}} \)
\( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \)
\(\newcommand{\longvect}{\overrightarrow}\)
\( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)
\(\newcommand{\avec}{\mathbf a}\) \(\newcommand{\bvec}{\mathbf b}\) \(\newcommand{\cvec}{\mathbf c}\) \(\newcommand{\dvec}{\mathbf d}\) \(\newcommand{\dtil}{\widetilde{\mathbf d}}\) \(\newcommand{\evec}{\mathbf e}\) \(\newcommand{\fvec}{\mathbf f}\) \(\newcommand{\nvec}{\mathbf n}\) \(\newcommand{\pvec}{\mathbf p}\) \(\newcommand{\qvec}{\mathbf q}\) \(\newcommand{\svec}{\mathbf s}\) \(\newcommand{\tvec}{\mathbf t}\) \(\newcommand{\uvec}{\mathbf u}\) \(\newcommand{\vvec}{\mathbf v}\) \(\newcommand{\wvec}{\mathbf w}\) \(\newcommand{\xvec}{\mathbf x}\) \(\newcommand{\yvec}{\mathbf y}\) \(\newcommand{\zvec}{\mathbf z}\) \(\newcommand{\rvec}{\mathbf r}\) \(\newcommand{\mvec}{\mathbf m}\) \(\newcommand{\zerovec}{\mathbf 0}\) \(\newcommand{\onevec}{\mathbf 1}\) \(\newcommand{\real}{\mathbb R}\) \(\newcommand{\twovec}[2]{\left[\begin{array}{r}#1 \\ #2 \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\ctwovec}[2]{\left[\begin{array}{c}#1 \\ #2 \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\threevec}[3]{\left[\begin{array}{r}#1 \\ #2 \\ #3 \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\cthreevec}[3]{\left[\begin{array}{c}#1 \\ #2 \\ #3 \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\fourvec}[4]{\left[\begin{array}{r}#1 \\ #2 \\ #3 \\ #4 \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\cfourvec}[4]{\left[\begin{array}{c}#1 \\ #2 \\ #3 \\ #4 \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\fivevec}[5]{\left[\begin{array}{r}#1 \\ #2 \\ #3 \\ #4 \\ #5 \\ \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\cfivevec}[5]{\left[\begin{array}{c}#1 \\ #2 \\ #3 \\ #4 \\ #5 \\ \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\mattwo}[4]{\left[\begin{array}{rr}#1 \amp #2 \\ #3 \amp #4 \\ \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\laspan}[1]{\text{Span}\{#1\}}\) \(\newcommand{\bcal}{\cal B}\) \(\newcommand{\ccal}{\cal C}\) \(\newcommand{\scal}{\cal S}\) \(\newcommand{\wcal}{\cal W}\) \(\newcommand{\ecal}{\cal E}\) \(\newcommand{\coords}[2]{\left\{#1\right\}_{#2}}\) \(\newcommand{\gray}[1]{\color{gray}{#1}}\) \(\newcommand{\lgray}[1]{\color{lightgray}{#1}}\) \(\newcommand{\rank}{\operatorname{rank}}\) \(\newcommand{\row}{\text{Row}}\) \(\newcommand{\col}{\text{Col}}\) \(\renewcommand{\row}{\text{Row}}\) \(\newcommand{\nul}{\text{Nul}}\) \(\newcommand{\var}{\text{Var}}\) \(\newcommand{\corr}{\text{corr}}\) \(\newcommand{\len}[1]{\left|#1\right|}\) \(\newcommand{\bbar}{\overline{\bvec}}\) \(\newcommand{\bhat}{\widehat{\bvec}}\) \(\newcommand{\bperp}{\bvec^\perp}\) \(\newcommand{\xhat}{\widehat{\xvec}}\) \(\newcommand{\vhat}{\widehat{\vvec}}\) \(\newcommand{\uhat}{\widehat{\uvec}}\) \(\newcommand{\what}{\widehat{\wvec}}\) \(\newcommand{\Sighat}{\widehat{\Sigma}}\) \(\newcommand{\lt}{<}\) \(\newcommand{\gt}{>}\) \(\newcommand{\amp}{&}\) \(\definecolor{fillinmathshade}{gray}{0.9}\)Đến cuối phần này, bạn sẽ có thể:
- Mô tả thành phần và chức năng của chất đệm axit-bazơ
- Tính pH của dung dịch đệm trước và sau khi thêm axit hoặc bazơ
Một dung dịch chứa một lượng đáng kể của một cặp axit-bazơ liên hợp yếu được gọi là dung dịch đệm, hoặc dung dịch đệm. Dung dịch đệm chống lại sự thay đổi pH khi thêm một lượng nhỏ axit mạnh hoặc bazơ mạnh (Hình\(\PageIndex{1}\)). Dung dịch axit axetic và natri axetat (CH 3 COOH + CH 3 CoON A) là một ví dụ về dung dịch đệm bao gồm một axit yếu và muối của nó. Một ví dụ về dung dịch đệm bao gồm bazơ yếu và muối của nó là dung dịch amoniac và amoni clorua (NH 3 (aq) + NH 4 Cl (aq)).
Cách thức hoạt động của bộ đệm
Để minh họa chức năng của dung dịch đệm, hãy xem xét hỗn hợp gồm một lượng axit axetic và natri axetat gần bằng nhau. Sự hiện diện của một cặp axit-bazơ liên hợp yếu trong dung dịch mang lại khả năng trung hòa một lượng vừa phải axit hoặc bazơ mạnh được thêm vào. Ví dụ, bazơ mạnh được thêm vào dung dịch này sẽ trung hòa ion hydronium, làm cho trạng thái cân bằng ion hóa axit axetic dịch chuyển sang phải và tạo ra một lượng bổ sung của bazơ liên hợp yếu (ion axetat):
\[\ce{CH_3 CO_2 H (aq) + H2O(l) <=> H3O^{+}(aq) + CH_3 CO_2^{-}(aq)} \nonumber \]
Tương tự như vậy, axit mạnh được thêm vào dung dịch đệm này sẽ làm dịch chuyển trạng thái cân bằng ion hóa ở trên còn lại, tạo ra thêm một lượng axit liên hợp yếu (axit axetic). Hình \(\PageIndex{2}\) cung cấp một minh họa đồ họa về những thay đổi nồng độ đối tác liên hợp xảy ra trong dung dịch đệm này khi axit và bazơ mạnh được thêm vào. Hoạt động đệm của dung dịch về cơ bản là kết quả của việc axit và bazơ mạnh được thêm vào được chuyển thành axit và bazơ yếu tạo nên cặp liên hợp của đệm. Axit và bazơ yếu hơn chỉ trải qua quá trình ion hóa nhẹ, so với sự ion hóa hoàn toàn của axit và bazơ mạnh, và độ pH của dung dịch, do đó, thay đổi ít mạnh hơn nhiều so với trong dung dịch không đệm.
Chất đệm axetat được sử dụng trong các nghiên cứu sinh hóa của các enzym và các thành phần hóa học khác của tế bào để ngăn chặn sự thay đổi pH có thể ảnh hưởng đến hoạt động sinh hóa của các hợp chất này.
- Tính pH của dung dịch đệm axetat là hỗn hợp với axit axetic 0,10 M và natri axetat 0,10 M.
- Tính pH sau khi 1,0 mL NaOH 0,10 được thêm vào 100 mL dung dịch đệm này.
- Để so sánh, tính pH sau khi 1,0 mL NaOH 0,10 M được thêm vào 100 mL dung dịch dung dịch không đệm có pH là 4,74.
Giải pháp
(a) Theo cách tiếp cận ICE đối với phép tính cân bằng này mang lại những điều sau:
Thay các số hạng nồng độ cân bằng vào biểu thức K a\(x \ll 0.10\), giả sử và giải phương trình đơn giản hóa cho năng suất \(x\)
\[x=1.8 \times 10^{-5}~\text{M} \nonumber \]
\[\left[ \ce{H3O^{+}} \right]=0+x=1.8 \times 10^{-5}~\text{M} \nonumber \]
\ [\ begin {align*}
pH &=-\ log\ left [\ ce {H3O^ {+}}\ right]\\ [4pt]
&=-\ log\ left (1,8\ lần 10 ^ {-5}\ right)\\ [4pt]
&= 4.74\ end {align*}\nsố\]
(b) Tính pH sau khi 1,0 mL NaOH 0,10 M được thêm vào 100 mL dung dịch đệm này.
Thêm bazơ mạnh sẽ trung hòa một số axit axetic, tạo ra ion axetat bazơ liên hợp. Tính nồng độ mới của hai thành phần đệm này, sau đó lặp lại phép tính cân bằng của phần (a) bằng cách sử dụng các nồng độ mới này.
\[0.0010~ \cancel{\text{L}} \times \left(\dfrac{0.10 ~\text{mol} ~\ce{NaOH}}{1 ~ \text{L}}\right)=1.0 \times 10^{-4}~\text{mol} ~ \ce{NaOH} \nonumber \]
Lượng mol ban đầu của axit axetic là
\[0.100 ~ \cancel{\text{L}} \times\left(\frac{0.100~ \text{mol} ~ \ce{CH3CO2H} }{1 ~ \cancel{\text{L}} }\right)=1.00 \times 10^{-2} ~\text{mol} ~ \ce{CH3CO2H} \nonumber \]
Lượng axit axetic còn lại sau khi một số được trung hòa bởi bazơ thêm vào là
\[\left(1.0 \times 10^{-2}\right)-\left(0.01 \times 10^{-2}\right)=0.99 \times 10^{-2} ~\text{mol} ~ \ce{CH3CO2H} \nonumber \]
Ion axetat mới hình thành, cùng với axetat ban đầu, tạo ra nồng độ axetat cuối cùng là
\[\left(1.0 \times 10^{-2}\right) + \left(0.01 \times 10^{-2}\right)=1.01 \times 10^{-2}~ \text{mol} ~ \ce{NaCH3CO2} \nonumber \]
Tính nồng độ mol cho hai thành phần đệm:
\ [\ begin {align*}
\ left [\ ce {CH3CO2H}\ right] & =\ frac {9.9\ times 10^ {-3} ~\ text {mol}} {0.101 ~\ text {L}} =0.098 ~\ text {M}\\ [4pt]\ left [\ ce {nach3CO2}\ right]\ =
\ frac {1.01 lần 10^ {-2} ~\ text {mol}} {0.101 ~\ text {L}} =0.100~\ text {M}\ end {align*}\ntháng mười hai\]
Sử dụng các nồng độ này, pH của dung dịch có thể được tính như trong phần (a) ở trên, tạo ra pH = 4,75 (chỉ hơi khác so với trước khi thêm bazơ mạnh).
(c) Để so sánh, tính pH sau khi 1,0 mL NaOH 0,10 M được thêm vào 100 mL dung dịch dung dịch không đệm có pH là 4,74.
Lượng ion hydronium ban đầu có trong dung dịch là
\ [\ begin {align*}
\ left [\ ce {H3O^ {+}}\ right] &=10^ {-4.74} =1,8\ lần 10 ^ {-5} ~\ text {M}\\ [4pt]
\ text {mol} ~\ ce {H3O^ {+}} & =( 0.100~\ text {L})\ left (1,8 lần 10^ {-5} ~\ text {M}\ right) =1,8\ times 10^ {-6} ~\ text {mol} ~\ ce {H3O^ {+}}\ end {align*}\nsố\]
Lượng ion hydroxit được thêm vào dung dịch là
\[mol OH^{-}=(0.0010 L)(0.10 M)=1.0 \times 10^{-4} mol \ce{OH^{-}} \nonumber \]
Hydroxit được thêm vào sẽ trung hòa ion hydronium thông qua phản ứng
\[\ce{H3O^{+}(aq) + OH^{-}(aq) \leftrightharpoons 2 H2O(l)} \nonumber \]
Phép đo phân vị 1:1 của phản ứng này cho thấy rằng một lượng hydroxit dư thừa đã được thêm vào (lượng mol lớn hơn ion hydronium hiện tại ban đầu).
Lượng ion hydroxit còn lại là
\[1.0 \times 10^{-4} mol -1.8 \times 10^{-6} mol =9.8 \times 10^{-5} mol OH^{-} \nonumber \]
tương ứng với nồng độ mol hydroxit của
\[\dfrac{9.8 \times 10^{-5}~\text{mol}~\ce{OH^{-}}}{0.101~\text{L}}=9.7 \times 10^{-4} M \nonumber \]
Độ pH của dung dịch sau đó được tính là
\[pH =14.00- pOH =14.00 - -\log \left(9.7 \times 10^{-4}\right)=10.99 \nonumber \]
Trong dung dịch không đệm này, việc bổ sung bazơ dẫn đến độ pH tăng đáng kể (từ 4,74 lên 10,99) so với mức tăng rất nhẹ được quan sát thấy đối với dung dịch đệm ở phần (b) (từ 4,74 lên 4,75).
Cho thấy rằng thêm 1,0 mL làm \(0.10~\text{M}~\ce{HCl}\) thay đổi độ pH của 100 mL \(1.8 \times 10^{−5} ~\text{M}~\ce{HCl}\) dung dịch từ 4,74 đến 3,00.
- Câu trả lời
-
pH ban đầu của\(1.8 \times 10^{−5} ~\text{M}~\ce{HCl}\);
\[\text{pH} = −\log[\ce{H3O^{+}}] = −\log[1.8 \times 10^{−5}] = 4.74 \nonumber \]
Số mol H 3 O + trong 100 mL; \(1.8 \times 10^{−5} ~\text{M}~\ce{HCl}\) \[(1.8 \times 10^{−5}~\text{moles/L})\times (0.100 ~\text{L} = 1.8 \times 10^{−6}~\text{mol}\nonumber \]
Số mol H 3 O + được thêm vào bằng cách thêm 1,0 mL HCl 0,10 M: \[(0.10~\text{moles/L}) \times (0.0010~ \text{L}) = 1.0 \times 10^{−4}~\text{mol} \nonumber \]
pH cuối cùng sau khi thêm 1,0 mL HCl 0,10 M:
\[pH =-\log \left[ \ce{H3O^{+}} \right]=-\log \left(\frac{\text { total moles } \ce{H3O^{+}}}{\text {total volume }}\right)=-\log \left(\frac{1.0 \times 10^{-4} mol +1.8 \times 10^{-6}~\text{mol}}{101~\text{mL} \left(\frac{1~\text{L} }{1000~\text{mL}}\right)}\right) = 3.00 \nonumber \]
Dung lượng đệm
Dung dịch đệm không có khả năng không giới hạn để giữ cho độ pH tương đối ổn định (Hình\(\PageIndex{3}\)). Thay vào đó, khả năng chống lại sự thay đổi pH của dung dịch đệm phụ thuộc vào sự hiện diện của một lượng đáng kể cặp axit-bazơ yếu liên hợp của nó. Khi thêm đủ axit hoặc bazơ mạnh để làm giảm đáng kể nồng độ của một trong hai thành viên của cặp đệm, hoạt động đệm trong dung dịch sẽ bị tổn hại.
Dung tích đệm là lượng axit hoặc bazơ có thể được thêm vào một thể tích nhất định của dung dịch đệm trước khi pH thay đổi đáng kể, thường là một đơn vị. Dung tích đệm phụ thuộc vào lượng axit yếu và bazơ liên hợp của nó có trong hỗn hợp đệm. Ví dụ, 1 L dung dịch 1,0 M trong axit axetic và 1,0 M trong natri axetat có dung tích đệm lớn hơn 1 L của dung dịch là 0,10 M trong axit axetic và 0,10 M trong natri axetat mặc dù cả hai dung dịch đều có cùng độ pH. Dung dịch đầu tiên có dung tích đệm nhiều hơn vì nó chứa nhiều axit axetic và ion axetat hơn.
Lựa chọn hỗn hợp đệm phù hợp
Có hai quy tắc hữu ích để chọn hỗn hợp đệm:
- Một hỗn hợp đệm tốt nên có nồng độ bằng nhau của cả hai thành phần của nó. Dung dịch đệm nói chung đã mất tính hữu dụng khi một thành phần của cặp đệm nhỏ hơn khoảng 10% thành phần kia. Hình \(\PageIndex{4}\) cho thấy pH thay đổi như thế nào đối với dung dịch đệm ion axetic axetat khi bazơ được thêm vào. Độ pH ban đầu là 4,74. Sự thay đổi đơn vị pH 1 xảy ra khi nồng độ axit axetic giảm xuống 11% nồng độ ion axetat.
Hình\(\PageIndex{4}\): Sự thay đổi pH khi lượng dung dịch NaOH 0,10- M ngày càng tăng được thêm vào 100 mL dung dịch đệm, trong đó, ban đầu, [CH 3 CO 2 H] = 0,10 M và Lưu ý hoạt động đệm giảm đi đáng kể xảy ra sau khi dung tích đệm đã đạt được, dẫn đến pH tăng mạnh khi thêm bazơ mạnh hơn. - Axit yếu và muối của chúng tốt hơn làm chất đệm cho pH nhỏ hơn 7; bazơ yếu và muối của chúng tốt hơn làm chất đệm cho pH lớn hơn 7.
Máu là một ví dụ quan trọng về dung dịch đệm, với axit chính và ion chịu trách nhiệm cho hoạt động đệm là axit cacbonic và ion bicacbonat\(\ce{H2CO3}\),. \(\ce{HCO3^{-}}\) Khi một ion hydronium được đưa vào dòng máu, nó được loại bỏ chủ yếu bởi phản ứng:
\[\ce{H3O^{+}(aq) + HCO_3^{-}(aq) \longrightarrow H_2 CO_3(aq) + H2O(l)} \nonumber \]
Một ion hydroxit được thêm vào được loại bỏ bởi phản ứng:
\[\ce{ OH^{-}(aq) + H_2CO_3(aq) \longrightarrow HCO_3^{-}(aq) + H2O(l)} \nonumber \]
Do đó, axit hoặc bazơ mạnh được thêm vào được chuyển đổi hiệu quả thành axit hoặc bazơ yếu hơn nhiều của cặp đệm (H 3 O + được chuyển thành H 2 CO 3 và OH - được chuyển thành HCO 3 -). Do đó, độ pH của máu người vẫn rất gần giá trị được xác định bởi các cặp đệm pKa, trong trường hợp này là 7,35. Sự thay đổi bình thường trong pH máu thường nhỏ hơn 0,1 và thay đổi pH từ 0,4 trở lên có khả năng gây tử vong.
Phương trình Henderson-Hasselbalch
Biểu thức hằng số ion hóa cho dung dịch axit yếu có thể được viết là:
\[K_{ a }=\frac{\left[ \ce{H3O^{+}} \right]\left[ \ce{A^{-}} \right]}{[ \ce{HA} ]} \nonumber \]
Sắp xếp lại để giải cho [H 3 O +] mang lại:
\[\left[ \ce{H3O^{+}} \right]=K_{ a } \times \frac{[ \ce{HA} ]}{\left[ \ce{A^{-}} \right]} \nonumber \]
Lấy logarit âm của cả hai vế của phương trình này cho
\[-\log \left[ \ce{H3O^{+}} \right]=-\log K_{ a }-\log \frac{[ \ce{HA} ]}{\left[ \ce{A^{-}} \right]} \nonumber \]
mà có thể được viết như
\[pH = p K_{ a }+\log \frac{\left[ \ce{A^{-}} \right]}{[ \ce{HA} ]} \nonumber \]
trong đó p K a là âm của logarit của hằng số ion hóa của axit yếu (p K a = −log K a). Phương trình này liên quan đến pH, hằng số ion hóa của axit yếu và nồng độ của cặp axit-bazơ liên hợp yếu trong dung dịch đệm. Các nhà khoa học thường sử dụng biểu thức này, được gọi là phương trình Henderson-Hasselbalch, để tính pH của dung dịch đệm. Điều quan trọng cần lưu ý là giả định “x nhỏ” phải hợp lệ để sử dụng phương trình này.
Lawrence Joseph Henderson (1878—1942) là một bác sĩ, nhà hóa sinh và nhà sinh lý học người Mỹ, chỉ nêu tên một vài trong số nhiều mục tiêu theo đuổi của ông. Ông lấy bằng y khoa từ Harvard và sau đó dành 2 năm học tại Strasbourg, sau đó là một phần của Đức, trước khi trở lại đảm nhận vị trí giảng viên tại Harvard. Cuối cùng, ông trở thành giáo sư tại Harvard và làm việc ở đó cả đời. Ông phát hiện ra rằng sự cân bằng axit-bazơ trong máu người được điều chỉnh bởi một hệ thống đệm được hình thành bởi carbon dioxide hòa tan trong máu. Ông đã viết một phương trình vào năm 1908 để mô tả hệ thống đệm axit-cacbonic trong máu. Henderson có kiến thức rộng rãi; ngoài nghiên cứu quan trọng của mình về sinh lý học của máu, ông còn viết về sự thích nghi của các sinh vật và sự phù hợp của chúng với môi trường của chúng, về xã hội học và giáo dục đại học. Ông cũng thành lập Phòng thí nghiệm Mệt mỏi, tại Trường Kinh doanh Harvard, nơi kiểm tra sinh lý con người với trọng tâm cụ thể vào công việc trong ngành công nghiệp, tập thể dục và dinh dưỡng.
Năm 1916, Karl Albert Hasselbalch (1874—1962), một bác sĩ và nhà hóa học người Đan Mạch, đã chia sẻ quyền tác giả trong một bài báo với Christian Bohr vào năm 1904 mô tả hiệu ứng Bohr, cho thấy khả năng của hemoglobin trong máu liên kết với oxy có liên quan nghịch với độ axit của máu và nồng độ carbon dioxide. Thang đo pH được giới thiệu vào năm 1909 bởi một người Đan Mạch khác, Sørensen, và vào năm 1912, Hasselbalch đã công bố các phép đo pH của máu. Năm 1916, Hasselbalch biểu diễn phương trình Henderson bằng các thuật ngữ logarit, phù hợp với thang đo logarit của pH, và do đó phương trình Henderson-Hasselbalch ra đời.
Độ pH bình thường của máu người là khoảng 7,4. Hệ đệm cacbonat trong máu sử dụng phản ứng cân bằng sau:
\[\ce{CO_2(g) + 2 H2O(l) <=> H2CO3(aq) <=> HCO_3^{-}(aq) + H3O^{+}(aq)} \nonumber \]
Nồng độ của axit cacbonic, \(\ce{H2CO3}\) xấp xỉ 0,0012 M, và nồng độ của ion hydro cacbonat, là khoảng 0,024 M. Sử dụng phương trình Henderson-Hasselbalch và p K a của axit cacbonic ở nhiệt độ cơ thể, chúng ta có thể tính được độ pH của máu:
\[pH = pK_{a} + \log \dfrac{[\text { base }]}{[\text { acid }]} = 6.4 + \log \frac{0.024}{0.0012} = 7.7 \nonumber \]
Thực tế là \(\ce{H2CO3}\) nồng độ thấp hơn đáng kể so với \(\ce{HCO3^{-}}\) ion có vẻ bất thường, nhưng sự mất cân bằng này là do thực tế là hầu hết các sản phẩm phụ của quá trình trao đổi chất xâm nhập vào máu của chúng ta đều có tính axit. Do đó, phải có tỷ lệ bazơ lớn hơn axit, để dung tích của đệm không bị vượt quá.
Axit lactic được sản xuất trong cơ bắp của chúng ta khi chúng ta tập thể dục. Khi axit lactic đi vào máu, nó bị ion trung hòa, tạo ra H 2 CO 3. Sau đó, một loại enzyme làm tăng tốc độ phân hủy axit cacbonic dư thừa thành carbon dioxide và nước, có thể được loại bỏ bằng cách thở. Trên thực tế, ngoài tác dụng điều hòa của hệ thống đệm cacbonat đối với độ pH của máu, cơ thể sử dụng hơi thở để điều chỉnh độ pH trong máu. Nếu độ pH của máu giảm quá xa, sự gia tăng nhịp thở sẽ loại bỏ CO 2 khỏi máu qua phổi dẫn đến phản ứng cân bằng sao cho [H 3 O +] bị hạ xuống. Nếu máu quá kiềm, nhịp thở thấp hơn sẽ làm tăng nồng độ CO 2 trong máu, thúc đẩy phản ứng cân bằng theo cách khác, tăng [H +] và khôi phục độ pH thích hợp.
Xem thông tin về hệ thống đệm gặp phải trong vùng nước tự nhiên.