Ecuación de Henderson-Hasselbalch

Considera la ionización de un ácido débil HA que tiene algún valor de pK_a. Es conveniente poder relacionar el pH de una disolución de un ácido débil con su pK_a y con el grado de ionización. La reacción sería:

HA H⁺ + A^-

La constante de disociación del ácido (K_a) para esta reacción, vendría dada por la ecuación

Esta ecuación se puede reorganizar para despejar la concentración de iones hidrógeno porque, recuerda, queremos una ecuación que relacione el pH de la disolución con el pK_a y con el grado de ionización del ácido débil. La forma en la que queda la ecuación es

Por definición, log ( 1/ [H⁺] ) = pH y log ( 1/K_a ) = pK_a , así que, aplicando logaritmos a la ecuación anterior, obtenemos

Esta es la conocida ecuación de Henderson-Hasselbalch que se utiliza a menudo para realizar los cálculos que requiere la preparación de disoluciones tampón en el laboratorio, o para otras aplicaciones. Fíjate en varios aspectos interesantes relacionados con esta ecuación.

Primero, si pH = pK_a, el logaritmo de la relación de concentraciones de las formas disociada y sin disociar será cero, de manera que estas concentraciones serán iguales. En otras palabras, cuando el pH es igual al pK_a, el ácido estará disociado al 50%.

Segundo, date cuenta de que cuando el pH aumenta o disminuye una unidad en relación con el pK_a, la relación entre las formas del ácido disociada y sin disociar cambia en un factor de 10. Es decir, si el pH de una disolución es 6 y el pK_a es 7, la relación [ A^-]/[ HA] será 0,1; si el pH fuera 5, la relación sería 0,01 y si el pH fuera7, la relación sería 1.

También, date cuenta de que si el pH está por debajo del pK_a, la relación es < 1, mientras que si el pH está por encima del pK_a, la relación será >1. Resumiendo, la ecuación de Henderson-Hasselbalch aporta mucha información. Debes estudiarla para comprender todo lo que deriva de ella.