uma solução tampão simples consiste numa solução de ácido e um sal da base conjugada do ácido. Por exemplo, o ácido pode ser ácido acético e o sal pode ser acetato de sódio.A equação de Henderson–Hasselbalch relaciona o pH de uma solução contendo uma mistura dos dois componentes à constante de dissociação ácida, Ka, e as concentrações da espécie em solução. Para derivar a equação, é necessário fazer uma série de suposições simplificadoras.,A mistura tem a capacidade de resistir a mudanças de pH quando uma pequena quantidade de ácido ou base é adicionada, que é a propriedade definidora de uma solução tampão.

* Premissa 1: O ácido é monobásico e dissocia-se de acordo com a equação

HA ⇋ H + + A − {\displaystyle {\ce {HA}}\leftrightharpoons {\ce {H^+}}+{\ce {A^-}}}

entende-se que o símbolo H+ representa a hidratado um hidrônio ion. A equação de Henderson–Hasselbalch só pode ser aplicada a um ácido polibásico se os seus valores consecutivos de pK diferirem em pelo menos 3. Ácido fosfórico é um ácido.hipótese 2., A auto-ionização da água pode ser ignorada.

esta suposição não é válida com valores de pH superiores a cerca de 10. Para tais casos, a equação de balanço de massa para o hidrogênio deve ser estendida para ter em conta a auto-ionização da água.

CH = + Ka-Kw / CA = + Ka

and the pH will have to be found by solving the two mass-balance equations simultaneously for the two unknowns, and .hipótese 3: o Salmo MA é completamente dissociado em solução., Por exemplo, com acetato de sódio

na(CH3CO2) → na+ + CH3CO2−

suposição 4: o Quociente dos coeficientes de atividade , Γ {\displaystyle \Gamma}, é uma constante sob as condições experimentais cobertas pelos cálculos.,

termodinâmica constante de equilíbrio, K ∗ {\displaystyle K^{*}} ,

K ∗ = × γ H + γ A − γ H {\displaystyle K^{*}={\frac {}{}}\times {\frac {\gamma _{{\ce {H+}}}\gamma _{{\ce {A^-}}}}{\gamma _{HA}}}} K a = K ∗ / Γ = {\displaystyle K_{a}=K^{*}/\Gamma ={\frac {}{}}}

Rearranjo da expressão e tomando logaritmos fornece o Henderson–Hasselbalch equação

pH = p K a + log 10 ⁡ ( ) {\displaystyle {\ce {pH}}={\ce {p}}K_{{\ce {a}}}+\log _{10}\left({\frac {}{}}\right)}