Equação de Henderson-Hasselbalch - Henderson–Hasselbalch equation
Em química e bioquímica , a equação de Henderson-Hasselbalch
História
Em 1908, Lawrence Joseph Henderson derivou uma equação para calcular a concentração de íons de hidrogênio de uma solução tampão que, reorganizada, tem a seguinte aparência:
Isso pode ser simplificado: [H 2 O] permanece constante e os médicos estão muito mais familiarizados com: P CO 2 :
Clinicamente, esta equação simples fornece todas as informações necessárias. Muitas vezes, é fácil prever como as mudanças em uma variável afetarão outra: quando o PCO 2 é constante, um aumento em [H + ] deve estar associado a uma queda em [HCO 3 - ] e um aumento no P CO 2 normalmente aumentará [H + ] e [HCO 3 - ].
Sørensen e Hasselbalch
Em 1909, Søren Peter Lauritz Sørensen introduziu a terminologia de pH que permitiu a Karl Albert Hasselbalch re-expressar essa equação em termos logarítmicos , resultando na equação de Henderson-Hasselbalch (ver História de Ácido-Base ):
- O pH é o logaritmo negativo da concentração molar de íons hidrogênio no fluido extracelular (LEC), como antes.
-
[HCO-
3] é a concentração molar de bicarbonato no plasma sanguíneo - P CO 2 é a pressão parcial de dióxido de carbono no plasma sanguíneo.
Teoria
Uma solução tampão simples consiste em uma solução de um ácido e um sal da base conjugada do ácido. Por exemplo, o ácido pode ser ácido acético e o sal pode ser acetato de sódio . A equação de Henderson-Hasselbalch relaciona o pH de uma solução contendo uma mistura dos dois componentes à constante de dissociação do ácido , K a , e às concentrações das espécies em solução. Para derivar a equação, uma série de suposições simplificadoras devem ser feitas. A mistura tem a capacidade de resistir a mudanças no pH quando uma pequena quantidade de ácido ou base é adicionada, que é a propriedade definidora de uma solução tampão.
Premissa 1 : O ácido é monobásico e se dissocia de acordo com a equação
Premissa 2 . A autoionização da água pode ser ignorada.
Esta suposição não é válida com valores de pH superiores a cerca de 10. Para tais casos, a equação do balanço de massa para o hidrogênio deve ser estendida para levar em conta a autoionização da água .
e o pH terá que ser encontrado resolvendo as duas equações de balanço de massa simultaneamente para as duas incógnitas, [H + ] e [A - ].
Premissa 3 : O sal MA está completamente dissociado em solução. Por exemplo, com acetato de sódio
Premissa 4 : O quociente dos coeficientes de atividade,, é uma constante nas condições experimentais cobertas pelos cálculos.
A constante de equilíbrio termodinâmico, ,
Aplicativo
A equação de Henderson-Hasselbalch pode ser usada para calcular o pH de uma solução contendo o ácido e um de seus sais, ou seja, de uma solução tampão. Com bases, se o valor de uma constante de equilíbrio é conhecido na forma de uma constante de associação de base, K b a constante de dissociação do ácido conjugado pode ser calculada a partir de
onde K w é a constante de autodissociação da água. p K w tem um valor de aproximadamente 14 a 25 ° C.
Se a concentração de "ácido livre", [HA], pode ser considerada igual à concentração analítica do ácido, T AH (às vezes denotado como C AH ), uma aproximação é possível, que é amplamente utilizada em bioquímica ; é válido para soluções muito diluídas.
Referências