Ecuația Henderson-Hasselbalch

Ecuația Henderson-Hasselbalch este folosită în chimie pentru calcularea acidității unei substanțe. Ecuația Henderson-Hasselbalch folosește derivata pH ca masură a acidității în sistemele chimice. Are aplicații în determinarea pH-ului soluțiilor tampon sau pentru identificarea punctului de echilibru al unei reacții acid-bază:

$\text{pH}={\text{pK}}_a+{\log }_{10}\frac{[{\text{A}}^{-}]}{[\text{HA}]}$

$pH=p{K}_a+{\log }_{10}\left(\frac{[\mathrm{b}\mathrm{a}\mathrm{s}\mathrm{e}]}{[\mathrm{a}\mathrm{c}\mathrm{i}\mathrm{d}]}\right).$

$p{K}_a$ este $-{\log }_{10}(K_a)$ unde $K_a$ este constanta de disociere dată de formula:

$p{K}_a=-{\log }_{10}(K_a)=-{\log }_{10}\left(\frac{[{\text{H}}_3{\text{O}}^{+}][{\text{A}}^{-}]}{[\text{HA}]}\right)$ pentru reacția: $\text{HA}+{\text{H}}_2\text{O}\leftrightharpoons {\text{A}}^{-}+{\text{H}}_3{\text{O}}^{+}$

unde ${\text{A}}^{-}$ este concentrația acidului ionizat.

Dezavantaje

• La punctul de echivalență se consideră că atât acidul cât și baza conjugată au aceeași concentrație ca și la începutul reacției.
• Disocierea apei este neglijată.

Aceste fenomene duc la rezultate eronate atunci când are loc titrarea de acizi cu un K_a mai mare de 10^-7,cât și a soluțiilor diluate.

Bibliografie

• I. Ion, A. Ion Chimie analitică. Echilibre chimice Editura Printech, București, 1999
• A. Lehninger, Biochimie vol I-II, Editura Tehnică, București 1987-1992
• V. Ranga; I. Teodorescu Exarcu. Anatomia și fiziologia omului, Editura Medicală, București 1970