Equação de Henderson-Hasselbalch

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A Equação de Henderson-Hasselbalch é utilizada para calcular o pH de uma solução tampão, a partir do pKa (a constante de dissociação do ácido) e de concentrações do equilíbrio ácido-base, do ácido ou base conjugada.

Derivação[editar | editar código-fonte]

Considerações sobre força iônica e temperatura podem afetar substancialmente o resultado real desses cálculos, os coeficientes de atividade foram omitidos em todos os cálculos, mas basta-se substituir as concentrações pelas atividades das referidas espécies para se chegar a um resultado adequado. A atividade da água foi considerada como 1, por ser o solvente, e foi levada em consideração.

Supondo uma dissociação de parcial de um ácido, o equilíbrio é:

e constante de dissociação associada será:

Despejando da constante de dissociação:

Tomando logaritmos em ambos os lados e aplicando a propriedade dos lagarítimos para um produto se chega a:

E invertendo os quocientes:

Observações: A equação de Henderson-Hasselbalch é sempre válida, no entanto as concentrações de equilíbrio do ácido e da base conjugada nem sempre se igualam às concentrações analíticas (Ca e Cb, respectivamente) dos mesmos. Consideremos o tampão obtido ao adicionarmos um ácido fraco HA e um sal de sua base conjugada MA. Temos as seguintes reações:
Que nos fornecem as seguintes equações :

  • I)
  • II)
  • III)
  • IV) (Balanço de Massa para o ácido e a base)
  • V) (Balanço de Massa para o cátion metálico)
  • VI) (Balanço de Carga)

Combinando as equações IV , V e VI , obtemos que:

Rearranjando a equação VI e combinando-a com a equação V, obtemos:

Das considerações acima, podemos destacar as seguintes conclusões:

  1. Se então e (Tampão com pH próximo a 7).
  2. Se então a concentração de hidróxido torna-se desprezível em relação à de hidrônio, de onde concluímos que: e Para encontrarmos o real valor de pH do tampão, é mais adequado substituir as relações encontradas na equação I, de onde ( desprezando a raiz negativa): (Tampão ácido)
  3. Se então e Para encontrarmos o real valor de pH do tampão, pode-se substituir as equações encontradas na equação II. (Tampão Básico)

As considerações 2 e 3 são importantes quando se trata de ácidos ou bases de força moderada; Também nota-se que se ou forem relativamente altos, então pode-se utilizar as concentrações analíticas como as concentrações de equilíbrio

Uso na farmacologia[editar | editar código-fonte]

Na farmacologia, pode ser usada para melhorar o coeficiente de participação óleo/água de fármacos.[1] Com ela, é possível verificar o grau de ionização da substância e determinar seu movimento entre as membranas celulares. Os principais compartimentos biológicos tem pH definidos, tais como a mucosa intestinal (pH~5), o plasma (ph~7,4) e a mucosa gástrica (ph~1). Assim sendo, é possível obter fármacos de comportamento farmacocinético (absorção, distribuição e excreção), com propriedades melhoradas.

Um fármaco ácido, como é o caso do piroxicam, tem sua absorção no trato gastrointestinal sob forma não-ionizada (HA). Já no sangue (pH~7,4) é fortemente ionizado, sendo que nos locais de inflamação (pH~5) encontra-se na forma não-ionizada.

Teoria[editar | editar código-fonte]

Meio ácido Meio básico
Fármaco ácido [HA] [A-]
Fármaco básico [A-] [HA]

Notas e referências