Forkunnskaper

Omkring 60% av menneskekroppens vekt er vann (50-80%, avhengig av fettvekt og skjelettvekt). Nesten alle kjemiske reaksjoner i kroppen foregår i vandig løsning eller på overflaten av strukturer (f. eks. membraner) i vann. Mange uorganiske ioner (f.eks. Na⁺, K⁺, Cl^-, HCO₃^-, H₂PO₄^-, Ca⁺⁺, Mg⁺⁺), små molekyler (f.eks. glukose) og gasser (f.eks. O₂, CO₂, N₂) finnes oppløst i kroppens vannfaser. Konsentrasjonene av disse stoffene vil gjerne være i området millimol/liter (mmol/l).

Konsentrasjonen til et stoff skriver vi gjerne med hakeparenteser: [Na⁺]. For oppløste gasser bruker vi helst partialtrykket til gassen, som blir skrevet slik: pCO₂, eventuelt med en ekstra liten bokstav for å beskrive hvor trykket er målt, eksempelvis a for arterielt blod: p_aCO₂. Partialtrykket til en gass i en gassblanding er det trykket gassen ville ha hatt om den var alene i beholderen. Totaltrykket i beholderen er lik summen av partialtrykkene av de gassene som er til stede. Partialtrykket til en gass i en løsning er definert som partialtrykket til gassen i en gassfase som væsken vil være i diffusjonslikevekt med. Partialtrykket av en gass kan omregnes til konsentrasjonen ved hjelp av en omregningsfaktor (se senere).

Mange salter vil være nesten fullstendig dissosiert i vandig løsning. NaCl løst i vann finnes nesten bare som Na⁺ og Cl^- ioner. Det finnes få NaCl-molekyler i løsningen. Noen sterke syrer oppfører seg på samme måten. Saltsyre (HCl) er et eksempel: Den finnes i vandig løsning bare som H⁺ og Cl^- ioner. (H⁺ er et proton. Det finnes egentlig ikke alene i vandig løsning, men blir straks tatt opp i et vannmolekyl til H₃O⁺. Vi skriver likevel gjerne [H⁺] istedenfor [H₃O⁺], som ville vært mer korrekt.)

Massevirkningsloven

Rent vann vil delvis (i minimal grad) være dissosiert (spaltet):

$$H_2O \rightleftharpoons H^+ + OH^-$$

Pilene antyder at dette er en likevektsreaksjon og at likevekten er styrt av massevirkningsloven:

$${[H^+] \cdot [OH^-] \over [H_2O]} = K$$

Egentlig skal loven inneholde ‘aktivitetene’ til komponentene. Når konsentrasjonen er stor, som for H₂O her, vil ‘aktiviteten’ være lik 1. Når konsentrasjonene er små, som for H⁺ og OH^- her, vil ‘aktivitetene’ være lik konsentrasjonene. Vi kan derfor skrive likningen:

$$[H^+] \cdot [OH^-] = K$$

Likevektskonstanten K er litt temperaturavhengig, men for reaksjoner nær 37°C spiller temperaturavhengigheten liten rolle. Da er K = 10^-14. Siden [H⁺] = [OH^-] i rent vann, vil [H⁺] = 10^-7 mol/l.

Syrer og baser

Svært mange kjemiske reaksjoner i vandig løsning vil være avhengig av [H⁺]. En løsning der [H⁺] > 10^-7 mol/l, smaker surt. Vi sier at løsningen er sur. Et stoff som spalter av H⁺ ioner i vandig løsning, kaller vi en syre. Et stoff som kan ta opp H⁺ ioner i vandig løsning, kaller vi en base:

$$syre \rightleftharpoons base + H^+$$ $$HA \rightleftharpoons A^- + H^+$$

Vi kan bruke massevirkningsloven på denne reaksjonen:

$${[H^+] \cdot [A^-] \over [HA]} = K_s$$

HA og A^- kaller vi et korresponderende syre-base par. [H⁺] i vandige løsninger kan variere over mange tierpotenser. Istedenfor å oppgi [H⁺] direkte, har det vist seg å være hensiktsmessig å oppgi surhetsgraden til en løsning som den negative logaritmen (med grunntall 10) til [H⁺] målt i mol/l. Denne størrelsen kalles pH ("pondus hydrogenii"):

$$pH = -log_{10}[H^+]$$

I rent vann er [H⁺] = 10^-7 mol/l og altså pH = 7,0 (som tilsvarer 100 nmol/l).
I de store væskefasene i kroppen vil pH være mellom 6,8 og 7,8, normalt rundt 7,4. (Ved pH = 6,8 er [H⁺] ti ganger større enn ved pH 7,8). I magesaften og i noen andre væskefaser i kroppen kan pH være utenfor intervallet 6,8 – 7,8.