Równanie Hendersona-Hasselbalcha - Henderson–Hasselbalch equation
W chemii i biochemii The równanie HendersonaHasselbalcha
Historia
W 1908 roku Lawrence Joseph Henderson wyprowadził równanie do obliczenia stężenia jonów wodoru w roztworze buforowym, które po przegrupowaniu wygląda tak:
Można to uprościć: [H 2 O] pozostaje stała, a lekarze znacznie lepiej znają: P CO 2 :
Z klinicznego punktu widzenia to proste równanie dostarcza wszystkich wymaganych informacji. Często łatwo jest przewidzieć, jak zmiany jednej zmiennej wpłyną na inną: Gdy PCO 2 jest stałe, wzrost [H + ] musi być powiązany ze spadkiem [HCO 3 – ], a wzrostem P CO 2 zwykle zwiększa zarówno [H + ] jak i [HCO 3 – ].
Sørensen i Hasselbalch
W 1909 Søren Peter Lauritz Sørensen wprowadził terminologię pH, która pozwoliła Karlowi Albertowi Hasselbalchowi ponownie wyrazić to równanie w kategoriach logarytmicznych , w wyniku czego powstało równanie Hendersona-Hasselbalcha (patrz Historia kwasowo-zasadowa ):
- pH jest ujemnym logarytmem stężenia molowego jonów wodorowych w płynie pozakomórkowym (ECF), jak poprzednio.
-
[HCO−
3] to stężenie molowe wodorowęglanów w osoczu krwi - P CO 2 jest ciśnienie cząstkowe z dwutlenkiem węgla w osoczu krwi.
Teoria
Prosty roztwór buforowy składa się z roztworu kwasu i soli sprzężonej zasady kwasu. Na przykład kwasem może być kwas octowy, a solą może być octan sodu . Równanie HendersonaHasselbalcha odnosi się pH roztworu zawierającego mieszaninę dwóch składników do stałej dysocjacji kwasu K A , a stężenie gatunku w roztworze. Aby wyprowadzić równanie, należy przyjąć szereg upraszczających założeń. Mieszanina jest odporna na zmiany pH po dodaniu niewielkiej ilości kwasu lub zasady, co jest cechą definiującą roztwór buforowy.
Założenie 1 : Kwas jest jednozasadowy i dysocjuje zgodnie z równaniem
Założenie 2 . Autodysocjacja Wody mogą być ignorowane.
Założenie to nie jest ważne przy wartościach pH większych niż około 10. W takich przypadkach równanie bilansu masy wodoru musi zostać rozszerzone, aby uwzględnić samojonizację wody .
a pH trzeba będzie znaleźć, rozwiązując jednocześnie dwa równania bilansu masy dla dwóch niewiadomych, [H + ] i [A − ].
Założenie 3 : Sól MA jest całkowicie zdysocjowana w roztworze. Na przykład z octanem sodu
Założenie 4 : Iloraz współczynników aktywności , jest stałą w warunkach doświadczalnych objętych obliczeniami.
Termodynamiczna stała równowagi, ,
Podanie
Równanie Hendersona-Hasselbalcha można wykorzystać do obliczenia pH roztworu zawierającego kwas i jedną z jego soli, czyli roztworu buforowego. W przypadku zasad, jeśli wartość stałej równowagi jest znana w postaci stałej asocjacji zasad, K b stałą dysocjacji sprzężonego kwasu można obliczyć z wzoru
gdzie K w jest stałą samodysocjacji wody. P K w ma wartość od około 14 w temperaturze 25 ° C.
Jeżeli stężenie „wolnego kwasu”, [HA], można przyjąć jako równe analitycznemu stężeniu kwasu, T AH (czasami oznaczane jako CA AH ), możliwe jest przybliżenie, które jest szeroko stosowane w biochemii ; dotyczy to bardzo rozcieńczonych roztworów.
Bibliografia