Ecuacion De Henderson-Hasselbalch

Ecuación de Henderson-Hasselbalch
Considera la ionización de un ácido débil HA que tiene algún valor de pKa. Es conveniente poder relacionar el pH de una disolución de un ácido débil con su pKa y con el grado de ionización. La reacción sería:
HA  H+ + A-
La constante de disociación del ácido (Ka) para esta reacción, vendría dada por la ecuación

Esta ecuación se puede reorganizar paradespejar la concentración de iones hidrógeno porque, recuerda, queremos una ecuación que relacione el pH de la disolución con el pKa y con el grado de ionización del ácido débil. La forma en la que queda la ecuación es

Por definición, log ( 1/ [H+] ) = pH y log ( 1/Ka ) = pKa , así que, aplicando logaritmos a la ecuación anterior, obtenemos

Esta es la conocida ecuación de Henderson-Hasselbalch quese utiliza a menudo para realizar los cálculos que requiere la preparación de disoluciones tampón en el laboratorio, o para otras aplicaciones. Fíjate en varios aspectos interesantes relacionados con esta ecuación.
Primero, si pH = pKa, el logaritmo de la relación de concentraciones de las formas disociada y sin disociar será cero, de manera que estas concentraciones serán iguales. En otraspalabras, cuando el pH es igual al pKa, el ácido estará disociado al 50%.
Segundo, date cuenta de que cuando el pH aumenta o disminuye una unidad en relación con el pKa, la relación entre las formas del ácido disociada y sin disociar cambia en un factor de 10. Es decir, si el pH de una disolución es 6 y el pKa es 7, la relación [ A-]/[ HA] será 0,1; si el pH fuera 5, la relación sería 0,01 y si el pHfuera7, la relación sería 1.
También, date cuenta de que si el pH está por debajo del pKa, la relación es < 1, mientras que si el pH está por encima del pKa, la relación será >1. Resumiendo, la ecuación de Henderson-Hasselbalch aporta mucha información. Debes estudiarla para comprender todo lo que deriva de ella.



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DerivaciónSupóngase un ácido AH con disociación parcial. El equilibrio es:

y la constante de disociación asociada será:

Despejando [H3O + ] de la constante de disociación:

Tomando logaritmos a ambos lados y aplicando la propiedad de los logaritmos para un producto se llega a:

E invirtiendo el cociente:

ecuación de Henderson-Hasselbalch se utiliza sobre todo para calcular el pH de la solución creadamezclando cantidad conocida de ácido y base conjugada (o una parte de neutralización del ácido con una base fuerte). Por ejemplo, ¿cuál es el pH de la solución preparada mezclando los reactivos de manera que contiene 0,1 M de ácido acético y 0,05 M de NaOH? La mitad del ácido se neutraliza, por lo que las concentraciones de ácido y base conjugada son idénticos, por lo que el cociente en logaritmoses 1, el logaritmo es 0 y el pH = pK a.
Este enfoque - aunque perfectamente justificables en muchos casos - es peligroso, ya que crea falsa convicción de que la ecuación se puede utilizar de esta manera siempre. Eso no es cierto.
ecuación de Henderson-Hasselbalch es válido cuando contiene concentraciones de equilibrio de ácido y base conjugada. En el caso de las soluciones que contengan ácidosno tan débil (o bases no tan débil) las concentraciones de equilibrio puede estar lejos de las predichas por la estequiometría de neutralización.
Vamos a sustituir el ácido acético a partir de nuestro ejemplo, con algo más fuerte - ácido dicloroacético por ejemplo, con un pK = 1.5. Repitiendo la misma resoning que usamos antes llegaremos a pH = 1.5 - que está mal.Adecuado valor de pH puedecalcularse a partir de la ecuación 11.13 o el uso de calculadora pH - y es 1,78. La razón es simple. ácido dicloroacético es lo suficientemente fuerte como para disociar en sus concentraciones propia y el equilibrio de ácido y base conjugada no son 0,05 M (como se esperaba de la estequiometría de la reacción de neutralización), pero, respectivamente, 0,0334 M y M 0,0666.
Como regla general se puede...