Normalmente, il pH del corpo umano è fissato in un intervallo molto stretto tra 7.35 e 7.45. Un paziente con un pH del sangue acidotico di 7.3 può essere trattato con un alcali come bicarbonato di sodio. Perché questo trattamento dovrebbe aumentare il pH del sangue?

Il principale sistema di buffer usato per controllare il pH del sangue è il sistema di buffering bicarbonato.

Questa sistema di buffer ruota intorno alla quantità di anidride carbonica dissolto nel sangue e nella quantità di anioni bicarbonato, #"HCO"_3^(-)#, presente nel sangue.

Più specificamente, consiste in acido carbonico, #"H"_2"CO"_3#, acido debole, in equilibrio con il anione bicarbonato, suo base coniugata.

#"H"_2"CO"_text(3(aq]) + "H"_2"O"_text((l]) rightleftharpoons "HCO"_text(3(aq])^(-) + "H"_3"O"_text((aq])^(+)#

Adesso, acido carbonico esiste effettivamente in equilibrio con anidride carbonica disciolta e acqua

#"CO"_text(2(aq]) + "H"_2"O"_text((l]) rightleftharpoons "H"_2"CO"_text(3(aq])#

Ciò significa che è possibile rappresentare il sistema di buffering bicarbonato come due reazioni di equilibrio

#"CO"_text(2(aq]) + "H"_2"O"_text((l]) rightleftharpoons "H"_2"CO"_text(3(aq]) + "H"_2"O"_text((l]) rightleftharpoons "HCO"_text(3(aq])^(-) + "H"_3"O"_text((aq])^(+)#

Come sapete, gli equilibri chimici sono governati da Principio di Le Chatelier, che afferma che un sistema in equilibrio risponderà a disturbo in quell'equilibrio di mutevole in modo tale da contrastare tale disturbo.

Ora, la posizione normale per questo equilibrio corrisponde a un valore di pH che rientra nell'intervallo #7.35 - 7.45#.

A inferiore Il valore del pH corrisponde a superiore concentrazione di ioni idronio, #"H"_3"O"^(+)#.

Bicarbonato di sodio, #"NaHCO"_3#, è un sale solubile che si dissocia completamente in soluzione acquosa per formare cationi di sodio, #"Na"^(+)#e anioni bicarbonato, #"HCO"_3^(-)#.

Il trattamento del paziente con bicarbonato di sodio equivale a Crescente la concentrazione di anioni di bicarbonato in soluzione.

Ciò significa che sarà la seconda parte dell'equilibrio sposta a sinistra, poiché ciò consumerà entrambi gli anioni bicarbonati aggiunti e gli ioni di idronio in eccesso

#"H"_2"CO"_text(3(aq]) + "H"_2"O"_text((l]) rightleftharpoons "HCO"_text(3(aq])^(-) + "H"_3"O"_text((aq])^(+)#

#color(white)(xxxxxx)stackrel(color(red)(larr))(color(white)(xxxxx)color(green)("shift to the left")color(white)(xxxxxx))#

Uno spostamento a sinistra equivale a dire che reazione inversa sarà favorito, nel senso che vedrai un aumento della concentrazione di sindacalizzati acido carbonico.

Dal momento che la concentrazione di ioni idronio diminuisce come risultato di questo spostamento nella posizione dell'equilibrio, il pH del sangue lo farà aumentare.

Secondo Henderson - equazione di Hasselbalch, il pH di un tampone base acido coniugato debole è uguale a

#color(blue)("pH" = pK_a + log( (["conjugate base"])/(["weak acid"])))" "#, where

#pK_a# - il registro inverso di costante di dissociazione acida, #K_a#

Questo dimostra che a diminuire nel pH corrisponde a diminuire nel rapporto tra la base coniugata e l'acido debole.

Aggiunta della base coniugata aumenta questo rapporto, che si tradurrà in un aumentare in pH.