Relación PH y PKa: la ecuación de Henderson-Hasselbalch

El  ph  es una medida de la concentración de iones de hidrógeno en una solución acuosa. La pka ( constante de disociación ácida ) está relacionada, pero es más específica, ya que te ayuda a predecir qué hará una molécula en un ph específico . esencialmente, pka te dice cuál debe ser el ph para que una especie química done o acepte un protón. La ecuación de Henderson-Hasselbalch describe la relación entre ph y pka.

Una vez que tiene valores de ph o pka, sabe ciertas cosas sobre una solución y cómo se compara con otras soluciones:

• cuanto menor es el ph, mayor es la concentración de iones de hidrógeno, [h ⁺ ]. cuanto más baja es la pka, más fuerte es el ácido y mayor es su capacidad para donar protones.
• El ph depende de la concentración de la solución. Esto es importante porque significa que un ácido débil podría tener un pH más bajo que un ácido fuerte diluido. Por ejemplo, el vinagre concentrado (ácido acético, que es un ácido débil) podría tener un pH más bajo que una solución diluida de ácido clorhídrico (un ácido fuerte). Por otro lado, el valor pka es una constante para cada tipo de molécula. no se ve afectado por la concentración.
• incluso una sustancia química que normalmente se considera una base puede tener un valor pka porque los términos "ácidos" y "bases" simplemente se refieren a si una especie cederá protones (ácido) o los eliminará (base). por ejemplo, si tiene una base y con un pka de 13, aceptará protones y formará yh, pero cuando el ph exceda de 13, yh se desprotona y se convierte en y. como y elimina protones a un ph mayor que el ph del agua neutra (7), se considera una base.

si conoce ph o pka, puede resolver el otro valor utilizando una aproximación llamada ecuación de henderson-hasselbalch :

ph = pka + log ([base conjugada] / [ácido débil])
ph = pka + log ([a ^- ] / [ha])

ph es la suma del valor pka y el logaritmo de la concentración de la base conjugada dividida por la concentración del ácido débil.

a la mitad del punto de equivalencia:

ph = pka

Vale la pena señalar que a veces esta ecuación se escribe para el valor k _{a en} lugar de pka, por lo que debe conocer la relación: 

pka = -logk _a

La razón por la cual la ecuación de Henderson-Hasselbalch es una aproximación es porque elimina la química del agua de la ecuación. esto funciona cuando el agua es el solvente y está presente en una proporción muy grande con la [h +] y la base ácido / conjugada. No debe intentar aplicar la aproximación para soluciones concentradas. use la aproximación solo cuando se cumplan las siguientes condiciones:

• −1 <log ([a -] / [ha]) <1
• la molaridad de los tampones debe ser 100 veces mayor que la de la constante de ionización ácida k _a .
• solo use ácidos fuertes o bases fuertes si los valores de pka caen entre 5 y 9.

encuentre [h ⁺ ] para una solución de 0.225 m nano ₂ y 1.0 m hno ₂ . el valor k _a ( de una tabla ) de hno ₂ es 5.6 x 10 ^-4 .

pka = −log k _a  = −log (7.4 × 10 ⁻⁴ ) = 3.14

ph = pka + log ([a ^- ] / [ha])

ph = pka + log ([no ₂ ^- ] / [hno ₂ ])

ph = 3.14 + log (1 / 0.225)

ph = 3.14 + 0.648 = 3.788

[h +] = 10 ^−ph  = 10 ^−3.788  = 1.6 × 10 ⁻⁴

• El pka es el valor de ph en el que una especie química aceptará o donará un protón.
• cuanto más bajo es el pka, más fuerte es el ácido y mayor es la capacidad de donar un protón en solución acuosa.
• La ecuación de Henderson-Hasselbalch relaciona pka y ph. sin embargo, es solo una aproximación y no debe usarse para soluciones concentradas o para ácidos de ph extremadamente bajos o bases de ph altas.

• de levie, robert. (2003) "la ecuación henderson-hasselbalch: su historia y limitaciones". j. quimica educ . 80 (2): 146. doi: 10.1021 / ed080p146
• Hasselbalch, ka (1917). "die berechnung der wasserstoffzahl des blutes aus der freien und gebundenen kohlensäure desselben, and die sauerstoffbindung des blutes als funktion der wasserstoffzahl". biochemische zeitschrift . 78: 112-144.
• Lawrence j. Henderson (1 de mayo de 1908). "sobre la relación entre la fuerza de los ácidos y su capacidad para preservar la neutralidad" (resumen). a.m. j. fisiol . 21 (4): 173-179.
• po, henry n .; senozan, nm (2001). "ecuación de henderson-hasselbalch: su historia y limitaciones". j. quimica educ . 78 (11): 1499–1503. doi: 10.1021 / ed078p1499