У хімії та біохімії — рівняння Гендерсона — Гассельбалха
пов'язує рН хімічного розчину з числовим значенням сталої кислотної дисоціації Ka кислоти та співвідношенням концентрацій кислоти та її в рівновазі.
Наприклад, для оцтової кислоти
Рівняння Гендерсона — Гассельбалха можна використати для оцінювання рН буферного розчину шляхом наближення фактичного співвідношення концентрацій як співвідношення аналітичних концентрацій кислоти та солі, MA.
Рівняння також можна застосувати до основ, вказавши замість кислоти протоновану форму основи. Наприклад, для аміном,
Виведення, припущення та обмеження Простий буферний розчин складається з розчину кислоти та солі кислоти. Наприклад, кислота може бути оцтовою кислотою, а сіль — ацетатом натрію. Рівняння Гендерсона — Гассельбалха пов'язує рН розчину, що містить суміш двох компонентів, зі сталою кислотної дисоціації Ka кислоти, і концентраціями компонентів у розчиніДокладніше і з прикладами див., наприклад, .
Щоб вивести рівняння, потрібно зробити низку спрощувальних припущень(pdf).
Припущення 1: Кислота HA є одноосновною і дисоціює відповідно до рівнянь
CA — аналітична концентрація кислоти, а CH — концентрація іонів водню, доданих до розчину. Самодисоціацією води нехтуємо. Величина в квадратних дужках [X] позначає концентрацію хімічної речовини X. Зрозуміло, що символ H+ означає гідратований іон гідроній. Ka — стала кислотної дисоціації.
Рівняння Гендерсона — Гассельбалха можна застосувати до багатоосновної кислоти, лише якщо її послідовні значення pK відрізняються щонайменше на 3. Такою є фосфорна кислота.
Припущення 2. можна знехтувати. Строго кажучи, це припущення не є дійсним для значень рН, близьких до 7, що є половиною значення pKw, сталої самоіонізації води. У цьому випадку рівняння балансу маси для водню слід розширити, щоб врахувати самоіонізацію води.
Проте значення можна опустити з хорошим наближенням.
Припущення 3: Сіль MA повністю дисоційована в розчині. На прикладі ацетату натрію
концентрацією іона натрію [Na+] можна знехтувати. Це гарне наближення для електролітів 1:1, але не для солей іонів, які мають вищий заряд, наприклад, сульфату магнію, MgSO4, які утворюють .
Припущення 4: Частка коефіцієнтів активності є сталою в умовах експерименту, охоплених розрахунками.
Стала термодинамічної рівноваги :
дорівнює добутку частки концентрацій і частки коефіцієнтів активності . У цих виразах величини в квадратних дужках означають концентрацію недисоційованої кислоти HA, іона водню H+ та аніона A-; кількості — відповідні . Якщо частку коефіцієнтів активності можна вважати сталою, яка не залежить від концентрацій і pH, то сталу дисоціації Ka можна виразити як частку концентрацій.
Перетворення цього виразу та логарифмування дає рівняння Гендерсона — Гассельбалха
Застосування до основ Стала рівноваги для протонування основи B,
B(base) + H+ BH+(acid)
є сталою асоціації Kb, яка просто пов'язана зі сталою дисоціації спряженої кислоти BH+:
Значення становить близько 14 при 25 °C. Це наближення можна використовувати, коли правильне значення невідоме. Таким чином, рівняння Гендерсона — Гассельбалха без змін можна використовувати для основ.
Біологічні застосування При гомеостазі рН біологічного розчину підтримується на сталим шляхом регулювання положення рівноваги
де — іон бікарбонату і — карбонатна кислота. Однак розчинність карбонатної кислоти у воді може бути перевищена. Коли це відбувається, виділяється вуглекислий газ, і натомість можна використовувати таке рівняння:
— це діоксид вуглецю, що виділяється у вигляді газу. У цьому рівнянні, яке широко використовують у біохімії, є константа змішаної рівноваги , яка стосується як хімічної рівноваги, так і рівноваги розчинності. Це можна виразити як
де — молярна концентрація бікарбонату в плазмі крові, а — парціальний тиск вуглекислого газу в надосадовому газі.
Історія 1908 року Лоуренс Джозеф Гендерсон вивів рівняння для розрахунку концентрації іонів водню в бікарбонатному буферному розчині, яке перебудовано виглядає так:
1909 року Серен Петер Лауріц Серенсен представив термінологію рН, яка дозволила Карлу Альберту Гассельбалху переписати рівняння Гендерсона в термінах логарифмів, що дало рівняння Гендерсона — Гассельбалха.
Див. також Діаграма Девенпорта
Примітки
Література