o soluție tampon simplă constă dintr-o soluție de acid și o sare a bazei conjugate a acidului. De exemplu, acidul poate fi acid acetic, iar sarea poate fi acetat de sodiu.Ecuația Henderson-Hasselbalch se referă pH-ul unei soluții care conține un amestec de două componente la constanta de disociere acidă, Ka, și concentrațiile speciilor în soluție. Pentru a obține ecuația o serie de ipoteze de simplificare trebuie să fie făcute.,Amestecul are capacitatea de a rezista modificărilor pH-ului atunci când se adaugă o cantitate mică de acid sau bază, care este proprietatea definitorie a unei soluții tampon.
Ipoteza 1: acid monobazic și disociază conform ecuației
HA ⇋ H + + A − {\displaystyle {\ce {HA}}\leftrightharpoons {\ce {H^+}}+{\ce {O^-}}}
se înțelege că simbolul H+ reprezintă hidratat hydronium ion. Ecuația Henderson-Hasselbalch poate fi aplicată unui acid polibazic numai dacă valorile sale consecutive pK diferă cu cel puțin 3. Acidul fosforic este un astfel de acid.
ipoteza 2., Autoionizarea apei poate fi ignorată.această ipoteză nu este valabilă cu valori ale pH-ului mai mari de aproximativ 10. Pentru astfel de cazuri, ecuația echilibrului masic pentru hidrogen trebuie extinsă pentru a ține seama de autoionizarea apei.
CH = + ka-Kw / CA = + Ka
și pH-ul va trebui găsit rezolvând simultan cele două ecuații de echilibru de masă pentru cele două necunoscute și .ipoteza 3: sarea MA este complet disociată în soluție., De exemplu, cu acetat de sodiu
Na(CH3CO2) → Na+ + CH3CO2−
Ipoteza 4: coeficientul de activitate coeficienții Γ {\displaystyle \Gamma } , este o constantă în condițiile experimentale acoperite de calcule.,
termodinamic constanta de echilibru, K ∗ {\displaystyle K^{*}} ,
K ∗ = × γ H + γ O − γ H O {\displaystyle K^{*}={\frac {}{}}\times {\frac {\gamma _{{\ce {Sec+}}}\gamma _{{\ce {O^-}}}}{\gamma _{HA}}}} K a = K ∗ / Γ = {\displaystyle K_{o}=K^{*}/\Gamma ={\frac {}{}}}
Rearanjare de această expresie și luând logaritmi oferă Henderson–Hasselbalch ecuație
pH = p K a + log 10 ( ) {\displaystyle {\ce {pH}}={\ce {p}}K_{{\ce {o}}}+\log _{10}\left({\frac {}{}}\dreapta)}