In chimica, l'equazione di Henderson-Hasselbalch descrive, nei sistemi biologici e chimici, la relazione tra il pH e la concentrazione dell'acido impiegando la sua pKa (il logaritmo negativo della sua costante di dissociazione acida). L'equazione è utile anche nel caso si debba calcolare il pH di una soluzione tampone.
Data la reazione:
la relazione può essere espressa nei due modi equivalenti:
oppure:
Esplicitando il significato di "p" si ha:
Limiti dell'equazione
L'equazione di Henderson-Hasselbalch presuppone alcune approssimazioni. La più importante è che le concentrazioni dell'acido e della base coniugata rimangano, all'equilibrio, sostanzialmente pari alle loro concentrazioni formali. Si assume pertanto che la dissociazione dell'acido e l'idrolisi della base coniugata siano sufficientemente limitate da non alterare significativamente le concentrazioni iniziali. Anche l'autoprotolisi dell'acqua non è tenuta in considerazione. Questa relazione diviene troppo approssimativa per acidi e basi molto forti (pKa < 2 o pKa > 12 circa), per soluzioni molto diluite (concentrazioni ≤ 1 mM), o per rapporti acido/base estremi (ad esempio 100:1 o 1:100), condizioni in cui il pH si discosta di oltre due unità dal pKa.
Note
Bibliografia
Lawrence J. Henderson. Concerning the relationship between the strength of acids and their capacity to preserve neutrality. Am. J. Physiol. 1908, 21, 173-179. Hasselbalch, K. A. Biochemische Zeitschrift 1916, 78, 112-144. Po, Henry N.; Senozan, N. M. Henderson-Hasselbalch Equation: Its History and Limitations. J. Chem. Educ. 2001, 78, 1499-1503. de Levie, Robert. The Henderson-Hasselbalch Equation: Its History and Limitations. J. Chem. Educ. 2003, 80, 146.
Voci correlate
Diagramma di Davenport
Collegamenti esterni
Henderson-Hasselbalch Categoria:Leggi chimiche Categoria:Equilibrio acido-base