Henderson-Hasselbalch-Gleichung

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Die Henderson-Hasselbalch-Gleichung, auch Puffergleichung genannt, beschreibt den Zusammenhang zwischen dem pH-Wert und der Lage des Gleichgewichts einer Säure-Base-Reaktion zwischen einer mittelstarken Säure und ihrer korrespondierenden mittelstarken Base in verdünnten (≤ 1 mol/l), wässrigen Lösungen.

Sie geht auf Lawrence Joseph Henderson und Karl Albert Hasselbalch zurück. Henderson entwickelte seine nach ihm benannte Gleichung 1908. Hasselbalch konnte die Henderson-Gleichung experimentell beim menschlichen Blut bestätigen und schrieb die Gleichung 1916 um, um statt der Wasserstoffionenkonzentration den pH-Wert zu berechnen. Fälschlicherweise wird die Gleichung, oft auch in Fachliteratur, als Henderson-Hasselbach-Gleichung bezeichnet.

Diese Gleichung wird insbesondere bei der pH-Wert-Berechnung von Pufferlösungen verwendet und beschreibt einen Teil des Verlaufs von Säure-Base-Titrationskurven von mittelstarken Säuren oder mittelstarken Basen.

Diese Gleichung leitet sich aus einer allgemeinen Säure-Base-Reaktion ab:

$ \mathrm{HA + H_2O \rightleftharpoons\ A^- + H_3O^+} $

Hierbei ist HA eine allgemeine Säure und A ihre korrespondierende Base.

Die Säurekonstante $ \mathrm{K_S} $ von HA ergibt sich aus dem Massenwirkungsgesetz. Nach Logarithmieren erhält man daraus die Henderson-Hasselbalch-Gleichung. Von dieser gibt es zwei äquivalente Versionen, die sich durch die Rechenregeln des Logarithmierens ergeben:

  • $ \mathrm{pH} = \mathrm{p}K_S + \log_{10} \frac{c \left( \mathrm{A^{-}} \right)}{c \left( \mathrm{HA}\right) } $


  • $ \mathrm{pH} = \mathrm{p}K_S - \log_{10} \frac{c \left( \mathrm{HA} \right)}{c \left( \mathrm{A^{-}}\right) } $


Dabei wird die Definition des $ \mathrm{pK_S} $-Wertes benutzt

$ \mathrm{p}K_S = - \log_{10} \left( K_{s}\cdot\mathrm{\frac{l}{mol}} \right) = - \log_{10} \left( \frac{c \left( \mathrm{{H}_3O^{+}} \right) \cdot c \left( \mathrm{A^{-}} \right)}{c \left( \mathrm{HA} \right)} \, \cdot \mathrm{\frac{l}{mol}} \right) $

sowie des pH-Wertes

$ \mathrm{pH} = - \log_{10} \left[ c \left( \mathrm{{H}_{3}O^{+}} \right) \, \cdot \mathrm{\frac{l}{mol}} \right] $.

Im Pufferbereich der Säure-Base-Titration entspricht das Verhältnis $ \frac{c \left( \mathrm{A^{-}} \right)}{c \left( \mathrm{HA}\right) } $ dem Verhältnis $ \frac{\tau}{1-\tau} $, so dass man schreiben kann:

$ \mathrm{pH} = \mathrm{p}K_S + \log_{10} \frac{\tau}{1-\tau} $.

τ (der Titrationsgrad) ist dabei das Verhältnis der Stoffmenge (bzw. der Konzentration) der zugefügten Maßlösung zur Stoffmenge (bzw. der Konzentration) des zu bestimmenden Stoffes.[1]

Im Bereich von τ=0 und τ=1 bzw. bei stärkerer Verdünnung (0,01 M) gilt diese Formel nicht mehr, da die geringe Protolyse von HA bzw. A- mit dem Lösungsmittel bzw. die Autoprotolyse von Wasser um den pH von 7 (z.B. Phosphatpuffer) selbst für die Konzentrationsberechnung berücksichtigt werden müssten und es kann durchaus zu Abweichungen von 0,4 vom berechneten pH-Wert kommen. Für eine genaue Berechnung des pH-Wertes leitet man sich die Gleichung nach dem Massenwirkungsgesetz her.

Siehe auch

Einzelnachweise

  1. Hans P. Latscha,Uli Kazmaier,Helmut Klein; Chemie für Pharmazeuten, S.157ff; ISBN 978-3540427551

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