16.3:

16.3: Уравнение Хендерсона-Хассельбаха

JoVE Core
Chemistry

A subscription to JoVE is required to view this content. Sign in or start your free trial.

JoVE Core Chemistry

Henderson-Hasselbalch Equation

Previous Video

16.2: Buffers

Next Video

16.4: Calculating pH Changes in a Buffer Solution

67,847 Views

•

02:48 min

•

September 24, 2020

Выражение ионизационной константы для раствор слабой кислоты можно записать как:

Изменение порядка решения для получения [H3O⁺] ресурса:

Принимая отрицательный логарифм обеих сторон этого уравнения, дает

которые могут быть написаны как

Где pKa — отрицательный логарифм константы ионизации слабой кислоты (pKa = -Log Ka). Это уравнение связывает pH, константу ионизации слабой кислоты и концентрации слабой пары сопряженных кислотно-основная в буферизованном раствор. Ученые часто используют это выражение, называемое уравнением Хендерсон-Хасселбалч, для расчета pH буферных растворов. Важно отметить, что для использования этого уравнения должно быть допустимо предположение “x is small”.

Лоуренс Джозеф Хендерсон и Карл Альберт Хасселбалч

Лоуренс Джозеф Хендерсон (1878–1942) был американским врачом, биохимиком и физиологом, чтобы назвать лишь несколько его многочисленных занятий. Он получил медицинскую степень в Гарварде, а затем 2 лет учился в Страсбурге, затем в Германии, после чего вернулся на должность лектора в Гарварде. В конце концов он стал профессором Гарварда и всю свою жизнь работал там. Он обнаружил, что баланс кислотно-основная в крови человека регулируется буферной системой, образованной растворенным в крови диоксидом углерода. В 1908 году он написал уравнение для описания карбонатно-кислотной буферной системы в крови. Хендерсон был широко осведомлен; помимо важных исследований по физиологии крови, он также писал о адаптациях организмов и их соответствии их среде, социологии и университетскому образованию. Он также основал лабораторию усталости в Гарвардской школе бизнеса, которая изучала физиологию человека с особым упором на работу в промышленности, упражнении и питании.

В 1916 году Карл Альберт Хасселбалч (1874–1962), датский врач и химик, поделился авторством в статье с Кристианом Бохром в 1904 году, в которой описали эффект Бора, это показало, что способность гемоглобина крови связываться с кислородом обратно была обратно связана с кислотностью крови и концентрацией углекислого газа. Шкала рН была введена в 1909 году другим датчанем, Сёренсеном, а в 1912 году Хасселбалхом опубликовал измерения рН крови. В 1916 году Хасселбалч выразил уравнение Хендерсона в логарифмических терминах, согласующихся с логарифмической шкалой pH, и, таким образом, родилось уравнение Хендерсона-Хасселбалча.

Этот текст адаптирован из Openstax, Химия 2е изд., раздел 14.6: Буферы.

Transcript

pH буферного раствора, содержащего сопряженную пару кислота-основание, можно рассчитать с использованием уравнения Хендерсона-Хассельбаха в качестве альтернативы таблице концентраций. Уравнение Хендерсона-Хассельбаха выводится из выражения константы равновесия для Ka.Это выражение можно изменить, чтобы определить концентрацию ионов гидроксония. Если взять отрицательный логарифм обеих сторон, то отрицательный логарифм концентрации иона гидроксония и отрицательный логарифм константы кислотной диссоциации можно заменить на pH и pKa, соответственно.

Это дает уравнение, в котором pH буфера может быть рассчитан путем сложения pKa и логарифма равновесных концентраций сопряженного основания, деленного на таковые для слабой кислоты. Эти равновесные значения могут быть заменены начальными концентрациями, если изменение концентрации иона гидроксония, x, меньше 5%от начальных концентраций как слабой кислоты, так и сопряженного основания. Уравнение Хендерсона-Хассельбаха также показывает отношение основания к кислоте, необходимое для приготовления буфера при определенном pH.

Аналогичным образом, pH раствора, содержащего слабое основание и его сопряженную кислоту, можно определить с помощью этого уравнения путем расчета pKa сопряженной кислоты из pKb по формуле:pKa плюс pKb равно четырнадцати. pH буфера, содержащего 0, 15 моль муравьиной кислоты и 0, 18 моль формиата натрия, можно определить с использованием уравнения Хендерсона-Хассельбаха или Ka для муравьиной кислоты и таблицы концентраций. Однако уравнение Хендерсона-Хассельбаха является более быстрым методом расчета pH, когда в реакции участвует пара сопряженных кислот и оснований, а изменение концентрации гидроксония небольшое.

pKa определяется посредством взятия отрицательного логарифма Ka для муравьиной кислоты, который равен 3, 75. Когда начальные концентрации муравьиной кислоты и формиата вводятся в уравнение, значение pH раствора составляет 3, 83. Это значение pH можно использовать для определения концентрации иона гидроксония 1, 5 10⁻⁴.

Поскольку это значение составляет менее 5%0, 15 моль муравьиной кислоты, приближения, необходимые для использования уравнения Хендерсона-Хассельбаха, являются допустимыми.