Equazione di Henderson-Hasselbalch: differenze tra le versioni
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L'equazione nel sito IUPAC è la stessa. Il segno è diverso perché il rapporto al logaritmo è invertito |
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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<sub>a</sub> (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
<math>\mbox{HA} + \mbox{H}_{2}\mbox{O} \rightleftharpoons \mbox{A}^- + \mbox{H}_{3}\mbox{O}^+</math>
la relazione può essere espressa nei due modi equivalenti:<ref>{{en}} [http://goldbook.iupac.org/H02781.html IUPAC Gold Book, "Henderson–Hasselbalch equation"]</ref><!-- NOTA: L'equazione nel sito IUPAC è la stessa. Il segno è diverso perché il rapporto al logaritmo è invertito -->
:<math>\textrm{pH} = \textrm{pK}_{a}+ \log_{10} \frac{[\textrm{A}^-]}{[\textrm{HA}]}</math>
oppure:
:<math>pH = pK_{a}+\log_{10} \left ( \frac{[\mathrm{base}]}{[\mathrm{acido}]} \right ).</math>
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== 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 chimico|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 approssimata 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).
== Note ==
<references/>
== Bibliografia ==
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