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:

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

$pH=pK_{a}+\log _{10}\left({\frac {[\mathrm {base} ]}{[\mathrm {acid} ]}}\right).$

$pK_{a}$ este $-\log _{10}(K_{a})$ unde $K_{a}$ este constanta de disociere dată de formula:

$pK_{a}=-\log _{10}(K_{a})=-\log _{10}\left({\frac {[{\mbox{H}}_{3}{\mbox{O}}^{+}][{\mbox{A}}^{-}]}{[{\mbox{HA}}]}}\right)$ pentru reacția: ${\mbox{HA}}+{\mbox{H}}_{2}{\mbox{O}}\leftrightharpoons {\mbox{A}}^{-}+{\mbox{H}}_{3}{\mbox{O}}^{+}$

unde ${\mbox{A}}^{-}$ 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