Equazione di Henderson-Hasselbalch

In chimica, l'equazione di Henderson-Hasselbalch descrive, nei sistemi biologici e chimici, la relazione tra il pH e la concentrazione dell'acido impiegando la sua pK_a (il logaritmo negativo della sua costante di dissociazione acida). L'equazione è utile anche nel caso si debba calcolare il pH di una soluzione tampone.

Data la reazione:

${\displaystyle {\mbox{HA}}+{\mbox{H}}_{2}{\mbox{O}}\rightleftharpoons {\mbox{A}}^{-}+{\mbox{H}}_{3}{\mbox{O}}^{+}}$

la relazione può essere espressa nei due modi equivalenti:^[1]

${\displaystyle {\textrm {pH}}={\textrm {pK}}_{a}+\log _{10}{\frac {[{\textrm {A}}^{-}]}{[{\textrm {HA}}]}}}$

oppure:

${\displaystyle pH=pK_{a}+\log _{10}\left({\frac {[\mathrm {sale} ]}{[\mathrm {acido} ]}}\right).}$

Esplicitando il significato di "p" si ha:

${\displaystyle pK_{a}=-\log _{10}(K_{a})=-\log _{10}\left({\frac {[{\mbox{H}}_{3}{\mbox{O}}^{+}][{\mbox{A}}^{-}]}{[{\mbox{HA}}]}}\right)}$

Limiti dell'equazione

La Henderson-Hasselbalch presuppone alcune approssimazioni. La più importante è che la concentrazione dell'acido e della base coniugata rimangano, all'equilibrio, pari alla loro concentrazione formale. Sono escluse pertanto la dissociazione dell'acido e l'idrolisi della base. Anche l'autoprotolisi dell'acqua non è tenuta in considerazione. Questa relazione diviene troppo approssimativa per acidi e basi forti (pKa diverso di più di due unità dalla neutralità), soluzioni diluite (1 mM o meno), o rapporti acido/base molto alti (tipo 100 a 1).