Ecuacion De Henderson

Ecuación de Henderson-Hasselbach
Cuando en una misma solución se mezcla un ácido y su base conjugada ó una base y su ácido conjugado se presenta lo que se llama “Efecto del ión común”. En estos casos la presencia de sus contrapartes conjugadas hace que el equilibrio se desplace, de acuerdo al “Principio de Le Chatelier” ya que la constante de disociación debe permanecer constante y el pHcambia.

Por ejemplo: Si se mezcla ácido acético 0.050 M con acetato de sodio 0.1 M ¿ Cual será el pH ? La Ka = 1.8 x 10-5.
El ácido acético es un ácido débil que no se disocia completamente y el acetato de sodio es una sal disociada completamente:
ACOH + H2O H3O+ + ACO-

ACONa Na+ + ACO-

La presencia del ión común acetato hace que elequilibrio del ácido acético se desplace hacia la izquierda, ocasionando con esto que disminuya la [H3O+] y por tanto:

[ACOH] = 0.050 - [H3O+]

[ACO-] = 0.10 + [H3O+],es decir, la [ACO-] es la debida a la sal y a la disociación del ácido
Si consideramos que la disociación del ácido es muy pequeña



[H3O+] = 9.0 x 10-6

Este tipo de situaciones nos llevan auna expresión que se conoce como “Ecuación de Henderson-Hasselbach” la cual permite observar mejor ciertas consideraciones.
De la expresion de la constante de equilibrio:



sacando logaritmos y multiplicando por -1

* log [H3O+] = - log Ka - log

pH = pKa - log la cual se puede escribir como pH = pKa + log

Esta ecuación nos permite ver que el pH es unafunción del pKa y de las concentraciones del ácido y la sal ó la base conjugada

pH = 4.82 + log

Para una base débil y su ácido conjugado:

[OH-] = - log [OH-] =

- log [OH-] = - log Kb pOH = pKb +

ejemplo: Calcule el pH de una solución preparada al mezclar 50 ml de NH3 0.10M y 50 ml de HCl 0.040 M. La Kb del NH3 es de 1.8 x 10-5.
El ión común es el amonio procedente de lareacción del NH3 con el agua y de la reaccion con el HCl en un volumen total de 100 ml.
En 50 ml hay 0.005 moles de NH3 (5 mmoles) y 0.002 moles de HCl (2 mmoles).
Como la reacción es estequiometrica, 1:1, esto nos indicaría que 2 mmoles de HCl van a reaccionar con 2 mmoles de NH3, por lo que en los 100 ml vamos a tener solo 3 mmoles de NH3 y 2 mmoles de NH4+.

NH3 + H3O+NH4+ + H2O
mmoles originales 5 2 --
-2 -2 + 2
en el equilibrio 3 0 2

Las concentraciones son:

[NH3] = 0.03 - [OH-]AGUA

[NH4+] = 0.02 + [OH-]AGUA

pOH = pKb + log pOH = 4.74 + log
pH = pK - pOH = 14 - 4.56 = 9.44

ejemplo: calcule el pH de una solución de acetato de sodio 0.1 M.
ACO- + H2O ACOH +OH-

Kb = Ka x Kb = Kw
si Ka = 1.8 x 10-5 entonces Kb = = 5.6 x 10-10

[ACOH] = [OH-] y [ACO-] = 0.10 - [OH-]

aproximando 0.10 - [OH-]

[OH-] = 7.5 x 10-6

pOH = 5.12 pH = 8.88

Una solución amortiguadora será aquella que aún a pesar de agregarle un ácido ó una base, va a cambiar muy poco su pH, es decir, es “resistente’ a la adición deiones H+ ó OH-, además de mantener constante su pH cuando se les somete a dilución, siempre y cuando esta no sea muy alta.
Este tipo de soluciones, también llamadas buffer ó tampon, son de un alto interés en las ciencias químicas y biológicas ya que muchos procesos, sobre todo de los seres vivos, son muy sensibles a los cambios de pH.
Las soluciones amortiguadoras deben sus propiedades a laexistencia en ellas del “ión común”, es decir tienen un par ácido-base conjugada ó base-ácido conjugado, lo cual les permite reaccionar con cualquier ión H+ ó OH- que se introduzca en las mismas:

H3O+ + A- HA + H2O
OH- + HA A- + H2O

Se requiere cambiar en un factor de 10 la proporción ácido-base para cambiar el pH en una unidad, siendo...