pH, pKa y la ecuación de Henderson-Hasselbalch

El pH es una medida de la concentración de iones hidrógeno en una solución acuosa. La pKa (constante de disociación ácida) y el pH están relacionados, pero la pKa es más específica porque ayuda a predecir lo que hará una molécula a un pH específico.Esencialmente, la pKa le dice cuál debe ser el pH para que una especie química done o acepte un protón.

La relación entre el pH y el pKa se describe mediante la ecuación de Henderson-Hasselbalch.

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pH y pKa

Una vez que tiene valores de pH o pKa, sabe ciertas cosas sobre una solución y cómo se compara con otras soluciones:

• Cuanto menor es el pH, mayor es la concentración de iones de hidrógeno [H⁺].
• Cuanto menor es el pKa, más fuerte es el ácido y mayor es su capacidad para donar protones.
• El pH depende de la concentración de la solución. Esto es importante porque significa que un ácido débil podría tener un pH más bajo que un ácido fuerte diluido. Por ejemplo, el vinagre concentrado (ácido acético, que es un ácido débil) podría tener un pH más bajo que una solución diluida de ácido clorhídrico (un ácido fuerte).
• Por otro lado, el valor de pKa es constante para cada tipo de molécula. No se ve afectado por la concentración.
• Incluso un producto químico que normalmente se considera una base puede tener un valor de pKa porque los términos "ácidos" y "bases" simplemente se refieren a si una especie cederá protones (ácido) o los eliminará (base). Por ejemplo, si tiene una base Y con un pKa de 13, aceptará protones y formará YH, pero cuando el pH exceda de 13, YH se desprotonará y se convertirá en Y. Debido a que Y elimina protones a un pH mayor que el pH del agua neutra (7), se considera una base.

Relacionar el pH y el pKa Con la Ecuación de Henderson-Hasselbalch

Si conoces el pH o el pKa, puedes resolver el otro valor usando una aproximación llamada ecuación de Henderson-Hasselbalch:

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pH = pKa + log ([conjugate base]/[weak acid])
pH = pka + log ([A^-]/[HA])

El pH es la suma del valor de pKa y el logaritmo de la concentración de la base conjugada dividido por la concentración del ácido débil.

A la mitad del punto de equivalencia:

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pH = pKa

Vale la pena señalar que a veces esta ecuación está escrita para la K_a valor en lugar de pKa, por lo que debe conocer la relación:

pKa = - logK_a

Supuestos para la Ecuación de Henderson-Hasselbalch

La razón por la que la ecuación de Henderson-Hasselbalch es una aproximación es porque elimina la química del agua de la ecuación. Esto funciona cuando el agua es el solvente y está presente en una proporción muy grande con el [H+] y ácido / base conjugada. No debe intentar aplicar la aproximación para soluciones concentradas. Utilice la aproximación solo cuando se cumplan las siguientes condiciones:

• -1 & lt; logaritmo ([A−]/[HA]) & lt; 1
• La molaridad de los tampones debe ser 100 veces mayor que la de la constante de ionización ácida K_a.
• Solo use ácidos fuertes o bases fuertes si los valores de pKa están entre 5 y 9.

Ejemplo de Problema de pKa y pH

Buscar [H⁺] para una solución de NaNO 0,225 M₂ y 1,0 M de HNO₂. La K_a valor (de una tabla) de HNO₂ es 5,6 x 10^-4.

pKa = - log K_a = - log(7,4×10⁻⁴) = 3.14

pH = pka + log ([A^-]/[HA])

pH = pKa + log([NO₂^-]/[HNO₂])

pH = 3,14 + log(1/0.225)

pH = 3,14 + 0,648 = 3,788

[H+] = 10^{- pH} = 10^−3.788 = 1.6×10⁻⁴

Fuentes

• de Levie, Robert. "La Ecuación de Henderson-Hasselbalch: Su historia y limitaciones.” Revista de Educación Química, 2003.
• Hasselbalch, K. A. " Die Berechnung der Wasserstoffzahl des Blutes aus der freien und gebundenen Kohlensäure desselben, und die Sauerstoffbindung des Blutes als Funktion der Wasserstoffzahl." Biochemische Zeitschrift, 1917, pp.112-144.
• Henderson, Lawrence J. " Sobre la relación entre la fuerza de los ácidos y su capacidad para preservar la neutralidad." Revista Americana de Fisiología-Contenido Heredado, vol. 21, no. 2, Febrero. 1908, pp. 173-179.
• Po, Henry N. y NM Senozan. "La Ecuación de Henderson-Hasselbalch: Su historia y limitaciones.” Revista de Educación Química, vol. 78, no. 11, 2001, p. 1499.