Een significante verandering in pH in je lichaam kan tot behoorlijke consequenties leiden. Dit is omdat de pH waarde een grote invloed heeft op de structuren van moleculen in je lichaam. Als je bijvoorbeeld een zak zure matjes eet, zou je niet graag willen dat je bloed opeens een pH waarde heeft van <7, want dan heb je nogal een groot probleem.
Ons lichaam bevat verscheidene organische stoffen die we kunnen onderverdelen in zuren en basen. Omdat ons lichaam voor ongeveer 70% uit water bestaat, heb je vrijwel altijd met reacties in een waterig milieu te maken. Voor de dissociatie van een sterk zuur HA of een zwak zuur BH+ in waterig milieu gelden de volgende evenwichtsreacties met daarbij de bijbehorende zuurconstante Ka:
Omdat de zuurconstante Ka meestal een heel klein getal is, vinden de meeste wetenschappers het prettiger om van de Ka een pKa te maken. Om de pKa te krijgen neem je de -log Ka. Over het algemeen wordt de pKa vaker gebruikt dan de Ka omdat de getallen prettiger lezen. Met de pKa van een verbinding wordt hier altijd de pKa van het zuur of, voor basen, van het geconjugeerde zuur bedoeld. De pKa heeft dus altijd betrekking op de dissociatiereactie, dus de reactie waarbij een proton vrij komt. De pKa van een functionele groep wordt altijd gegeven voor de HA of de BH+ vorm.
De fractie van een verbinding in de gedissocieerde vorm wordt aangeduid met de dissociatiegraad a, welke voor een zuur wordt gedefinieerd als:
De fractie van een verbinding in de niet-gedissocieerde vorm, is dan (1-a):
Er is een relatie tussen de pH en de dissociatiegraad, de formule die dit weergeeft staat bekend als de Henderson-Hasselbalch vergelijking en wordt ook wel de bufferformule genoemd:
Deze vergelijking wordt soms ook wel geschreven in de onderstaande vorm:
Met deze vergelijking kun je dus bepalen in welke vormen (HA vs A- of BH+ vs. B) een bepaalde verbinding met bekende pKa voorkomt bij een gegeven pH en wat de verhouding tussen de beide vormen is.
In het pH gebied nabij de pKa, dus pKa – 1 tot pKa + 1 treden de grootste veranderingen op:
Als voorbeeld nemen we het dissociatie evenwicht van azijnzuur:
CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-
De pKa van azijnzuur is 4,75. We kunnen met behulp van de Henderson-Hasselbalch vergelijking voor elke willekeurig pH de dissociatiegraad a van azijnzuur uitrekenen. Bij bijvoorbeeld pH = 4,00 geldt a= 0,15. Dit betekent dat bij pH = 4,00 ongeveer 15% van het azijnzuur voorkomt als geconjugeerde base (CH3COO-) terwijl 85% voorkomt in de zure vorm (CH3COOH). De lading van een molecuul wordt aangeven met het symbool z. Aangezien de zure vorm neutraal is (z = 0) en de geconjugeerde base éénwaardig negatief geladen is (z = -1), is de gemiddelde lading van azijnzuur bij pH = 4,00 dus -0,15 (z = -0,15). Het verloop van a als functie van de pH is weergeven in onderstaande grafiek:
Dergelijke grafieken kunnen gebruikt worden om de pKa van een verbinding te bepalen. Het buigpunt van de grafiek ligt namelijk bij pH = pKa. Bij deze pH is de fractie aanwezig in de zure vorm gelijk aan de fractie aanwezig als geconjugeerde base (a = 0,5). De biologisch actieve vorm van een verbinding kan in principe gevonden worden door bestudering van de pH-afhankelijkheid van het bijbehorende proces of reactie. In ons lichaam zijn eiwitten die een vijftal aminozuren (lysine, arginine, histidine, glutaminezuur en asparaginezuur) bevatten die in het fysiologisch interessante pH gebied een lading in de zijketen kunnen hebben. Dit is ook de reden waarom we onze pH constant moeten houden, want anders komen de eiwitten in een andere vorm wat kan resulteren in ongunstige uitkomsten.
Bron: Moleculaire eigenschappen
