▷ La ecuación de henderson hasselbach

Henderson-hasselbalch-gleichung rechner

Podemos ignorar el agua y los iones de sodio para esta pregunta. Los reactivos existen en una proporción 1:1, de modo que por cada mol de NaOH que añadimos, perdemos un mol de ácido acético y ganamos un mol de acetato. Podemos determinar los moles de ácido acético utilizando M = mol/L, lo que nos da mol = ML = (2M) * (0,5L) = 1mol de ácido acético. Si utilizamos la ecuación de Hendersen Hasselbach podemos ver que el pH es igual al pKa cuando la concentración de base conjugada (acetato) es igual a la concentración de ácido.

Si tenemos 1mol de ácido acético y añadimos 0,5mol de NaOH, perderemos 0,5mol de ácido acético y ganaremos 0,5mol de acetato. Estaremos entonces en un punto en el que el ácido acético es igual al acetato. Esto se resume en la siguiente tabla de ICE. Ahora sabemos los moles de NaOH (0,5 moles) y la concentración (2M) por lo que podemos encontrar el volumen haciendo M = mol/L.

Explicación: Para responder a esta pregunta, necesitamos poder comparar las concentraciones de ácido y base conjugada en la solución con el pH. Para comparar estos valores se utiliza la ecuación de Henderson-Hasselbach, que se escribe como:. En esta pregunta, esta ecuación se puede escribir con los valores dados de Ka y pH.

Calcular el buffer

Solución tampón: Una solución tampón es aproximadamente una mezcla 50-50 de un ácido débil y su base conjugada o de una base débil y su ácido conjugado. Por ejemplo, una mezcla de ácido acético 1,00 M {eq}HC_2H_3O_2(aq)

{/eq} también sería una solución tampón. Dado que tales mezclas contienen tanto un ácido como una base, que existen juntos en una solución sin neutralizarse mutuamente, las soluciones tampón neutralizarán, en cambio, cualquier cantidad razonable de ácido fuerte o base fuerte que pueda añadirse. En otras palabras, “amortiguan” la solución contra cualquier cambio grande de pH.

$$ donde p significa “menos el logaritmo de”. Esto se ha conocido como la Ecuación de Henderson-Hasselbalch, dando a dos tipos honores históricos por algo más simple que los estudiantes de Química General hacen regularmente en sus tareas.

{eq} {begin{aligned} pOH &= pK_b + log \frac{[NH_4^+] }{[NH_3] }\ 5,00 &= -log(1,8\times10^{-5}) + log \frac{[NH_4^+] }{[NH_3] }\5. 00 &= 4.74 + log \frac{[NH_4^+] }{[NH_3] }\\\0.26 &= log \frac{[NH_4^+] }{[NH_3] }end{aligned}

La ecuación henderson hasselbalch su historia y limitaciones

En química, la ecuación de Henderson-Hasselbalch (frecuentemente mal escrita Henderson-Hasselbach) describe la derivación del pH como medida de acidez (utilizando pKa, la constante de disociación del ácido) en sistemas biológicos y químicos. La ecuación también es útil para estimar el pH de una solución tampón y encontrar el pH de equilibrio en las reacciones ácido-base (se utiliza mucho para calcular el punto isoeléctrico de las proteínas).

Lawrence Joseph Henderson escribió una ecuación, en 1908, describiendo el uso del ácido carbónico como solución tampón. Más tarde, Karl Albert Hasselbalch reexpresó esa fórmula en términos logarítmicos, dando lugar a la ecuación de Henderson-Hasselbalch [1]. Hasselbalch utilizaba la fórmula para estudiar la acidosis metabólica, que resulta del ácido carbónico en la sangre.

Hay algunas aproximaciones significativas implícitas en la ecuación de Henderson-Hasselbalch. La más significativa es la suposición de que la concentración del ácido y su base conjugada en el equilibrio seguirá siendo la misma que la concentración formal. De este modo, se desprecia la disociación del ácido y la hidrólisis de la base. También se desprecia la disociación del agua. Estas aproximaciones fallarán cuando se trate de ácidos o bases relativamente fuertes (pKa a más de un par de unidades de distancia de 7), soluciones diluidas o muy concentradas (menos de 1 mM o más de 1M), o relaciones ácido/base muy sesgadas (más de 100 a 1).