Ecuația Henderson-Hasselbalch

De la Wikipedia, enciclopedia liberă
Salt la: Navigare, căutare

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[modificare | modificare sursă]

  • 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 Ka mai mare de 10-7,cât și a soluțiilor diluate.

Bibliografie[modificare | modificare sursă]

  • 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