Persamaan Henderson-Hasselbalch adalah ekspresi matematika yang memungkinkan perhitungan pH larutan buffer atau buffer. Ini didasarkan pada pKa asam dan rasio antara konsentrasi basa atau garam konjugasi dan asam yang ada dalam larutan penyangga.
Persamaan ini awalnya dikembangkan oleh Lawrence Joseph Henderson (1878-1942) pada tahun 1907. Ahli kimia ini menetapkan komponen persamaannya berdasarkan asam karbonat sebagai larutan penyangga.
Selanjutnya, Karl Albert Hasselbalch (1874-1962) pada tahun 1917 memperkenalkan penggunaan logaritma untuk melengkapi persamaan Henderson. Ahli kimia Denmark mempelajari reaksi darah dengan oksigen dan pengaruhnya terhadap pH.
Larutan buffer mampu meminimalkan perubahan pH yang dialami larutan dengan menambahkan volume asam atau basa kuat ke dalamnya. Itu terdiri dari asam lemah dan basa konjugatnya yang kuat, yang berdisosiasi dengan cepat.
Penjelasan
pengembangan matematika
Asam lemah dalam larutan berair berdisosiasi menurut Hukum Aksi Massa, menurut skema berikut:
HA + H 2 O ⇌ H + + A –
HA adalah asam lemah dan A – basa konjugatnya.
Reaksi ini reversibel dan memiliki tetapan kesetimbangan (Ka):
Ka = [H + ] [A – ] / [HA]
Mengambil logaritma:
log Ka = log [H + ] + log [A – ] – log [HA]
Jika setiap suku persamaan dikalikan dengan (-1), maka dinyatakan dalam bentuk berikut:
– log Ka = – log [H + ] – log [A] + log [HA]
– log Ka didefinisikan sebagai pKa dan – log [H + ] didefinisikan sebagai pH. Setelah melakukan substitusi yang tepat, ekspresi matematisnya direduksi menjadi:
pKa = pH – log [A – ] + log [HA]
Memecahkan pH dan mengatur ulang istilah, persamaan dinyatakan dalam bentuk berikut:
pH = pKa + log [A – ] / [HA]
Ini adalah persamaan Henderson-Hasselbalch untuk buffer yang terbuat dari asam lemah.
Persamaan untuk basa lemah
Demikian pula, basa lemah dapat membentuk larutan penyangga dan persamaan Henderson-Hasselbalch untuknya adalah sebagai berikut:
pOH = pKb + log [HB] / [B – ]
Namun, sebagian besar larutan penyangga, termasuk yang penting secara fisiologis, berasal dari disosiasi asam lemah. Oleh karena itu, ekspresi yang paling umum digunakan untuk persamaan Henderson-Hasselbalch adalah:
pH = pKa + log [A – ] / [HA]
Bagaimana cara kerja larutan penyangga?
aksi redaman
Persamaan Henderson-Hasselbalch menunjukkan bahwa larutan ini terdiri dari asam lemah dan basa konjugasi kuat yang dinyatakan sebagai garam. Komposisi ini memungkinkan larutan buffer tetap stabil pH-nya bahkan ketika asam atau basa kuat ditambahkan.
Ketika asam kuat ditambahkan ke buffer, ia bereaksi dengan basa konjugasi untuk membentuk garam dan air. Ini menetralkan asam dan memungkinkan variasi pH menjadi minimal.
Sekarang, jika basa kuat ditambahkan ke buffer, ia bereaksi dengan asam lemah dan membentuk air dan garam, menetralkan aksi basa yang ditambahkan pada pH. Oleh karena itu, variasi pH minimal.
PH larutan penyangga bergantung pada rasio konsentrasi basa konjugasi dan asam lemah, dan bukan pada nilai absolut konsentrasi komponen-komponen ini. Larutan buffer dapat diencerkan dengan air dan pH akan tetap tidak berubah.
kapasitas penyangga
Kapasitas penyangga juga bergantung pada pKa asam lemah, serta konsentrasi asam lemah dan basa konjugat. Semakin dekat pH buffer dengan pKa asam, semakin besar kapasitas buffernya.
Demikian juga, semakin tinggi konsentrasi komponen larutan penyangga, semakin besar kapasitas penyangganya.
Contoh persamaan Henderson
Peredam kejut asetat
pH = pKa + log [CH 3 COO – ] / [CH 3 COOH]
pKa = 4,75
penyerap asam karbonat
pH = pKa + log [HCO 3 – ] / [H 2 CO 3 ]
pKa = 6.11
Namun, proses global yang mengarah pada pembentukan ion bikarbonat dalam organisme hidup adalah sebagai berikut:
CO 2 + H 2 O ⇌ HCO 3 – + H +
Karena CO 2 adalah gas, konsentrasinya dalam larutan dinyatakan sebagai fungsi dari tekanan parsialnya.
pH = pka + log [HCO 3 – ] / α pCO 2
α = 0,03 (mmol/L)/mmHg
pCO 2 adalah tekanan parsial CO 2
Dan kemudian persamaannya menjadi seperti:
pH = pKa + log [HCO 3 – ] / 0,03 pCO 2
penyangga laktat
pH = pKa + log [ion laktat] / [asam laktat]
pKa = 3,86
penyangga fosfat
pH = pKa + log [dibasa fosfat] / [monobasa fosfat]
pH = pKa + log [HPO 4 2- ] / [H 2 PO 4 – ]
pKa = 6,8
oksihemoglobin
pH = pKa + log [HbO 2 – ] / [HHbO 2 ]
pKa = 6,62
deoxyhemoglobin
pH = pKa + log [Hb – ] / HbH
pKa = 8,18
latihan dipecahkan
Latihan 1
Buffer fosfat penting dalam pengaturan pH tubuh, karena pKa-nya (6,8) mendekati pH yang ada dalam organisme (7,4). Berapa nilai hubungan [Na 2 HPO 4 2- ] / [NaH 2 PO 4 – ] dari persamaan Henderson-Hasselbalch untuk nilai pH = 7,35 dan pKa = 6,8?
Reaksi disosiasi NaH 2 PO 4 – adalah:
NaH 2 PO 4 – (asam) ⇌ NaHPO 4 2- (basa) + H +
pH = pKa + log [Na 2 HPO 4 2- ] / [NaH 2 PO 4 – ]
Memecahkan hubungan [basa konjugat / asam] untuk buffer fosfat, kita memiliki:
7.35 – 6.8 = log [Na 2 HPO 4 2- ] / [NaH 2 PO 4 – ]
0,535 = log [Na 2 HPO 4 2- ] / [NaH 2 PO 4 – ]
10 0,535 = 10 log [Na2HPO4] / [NaH2PO4]
3,43 = [Na 2 HPO 4 2- ] / [NaH 2 PO 4 – ]
Latihan 2
Larutan buffer asetat memiliki konsentrasi asam asetat 0,0135 M dan konsentrasi natrium asetat 0,0260 M. Hitung pH larutan buffer, diketahui bahwa pKa untuk buffer asetat adalah 4,75.
Kesetimbangan disosiasi asam asetat adalah :
CH 3 COOH ⇌ CH 3 COO – + H +
pH = pKa + log [CH 3 COO – ] / [CH 3 COOH]
Mengganti nilai yang kita miliki:
[CH 3 COO – ] / [CH 3 COOH] = 0,0260 M / 0,0135 M
[CH 3 COO – ] / [CH 3 COOH] = 1,884
log 1,884 = 0,275
pH = 4,75 + 0,275
pH = 5.025
Latihan 3
Buffer asetat mengandung 0,1 M asam asetat dan 0,1 M natrium asetat. Hitung pH larutan penyangga setelah menambahkan 5 mL asam klorida 0,05 M ke dalam 10 mL larutan di atas.
Langkah pertama adalah menghitung konsentrasi akhir HCl ketika dicampur dengan larutan buffer:
Vi Ci = Vf Cf
Cf = Vi (Ci / Vf)
= 5 mL · (0,05 M / 15 mL)
= 0,017M
Asam klorida bereaksi dengan natrium asetat untuk membentuk asam asetat. Oleh karena itu, konsentrasi natrium asetat berkurang sebesar 0,017 M dan konsentrasi asam asetat meningkat dengan jumlah yang sama:
pH = pKa + log (0,1M – 0,017M) /(0,1M + 0,017M)
pH = pKa + log 0,083 / 0,017
= 4,75 – 0,149
= 4.601
Referensi
- Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kimia. (edisi ke-8). Pembelajaran CENGAGE.
- Jimenez Vargas dan J.Mª Macarulla. (1984). Fisikokimia Fisiologis. edisi ke-6. Editorial Interamerika.
- Wikipedia. (2020). persamaan Henderson-Hasselbalch. Diperoleh dari: en.wikipedia.org
- Gurinder Khaira & Alexander Kot. (5 Juni 2019). Perkiraan Henderson-Hasselbalch. Teks Libre Kimia. Diperoleh dari: chem.libretexts.org
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (29 Januari 2020). Definisi Persamaan Henderson Hasselbalch. Diperoleh dari: thinkco.com
- Para Editor Ensiklopedia Britannica. (6 Februari 2020). Lawrence Joseph Henderson. Ensiklopedia Britannica. Diperoleh dari: britannica.com
